Решебник с ответами к учебнику по химии для 9 класса, автор учебника Н. Е. Кузнецова, 2019 год издания. Учебник содержит в основном теорию, а попрактиковаться в решении задач и составлении уравнений можно и нужно будет по задачнику, который должен прилагаться к учебнику Кузнецовой. В учебнике предлагаются задания несложные, исключительно для того, чтобы немного подкрепить теорию вопросами по ней и немногочисленными практическими примерами.
В любом случае, готовые домашние задания к учебнику по химии Кузнецовой за девятый класс могут понадобиться многим ученикам и даже начинающим учителям, поскольку в учителя химии идут в основном троечники (тссс, только это секрет :D), которые не смогли найти нормальную работу на производстве.
Ответы на задания учебника приводим по параграфам.
Решебник к учебнику по химии 9 класса Н. Е. Кузнецова 2019:
Кликайте по номерам параграфов, чтобы выбрать нужную страницу с ответами.
§1
-
Глава 1. Химические реакции и закономерности их протекания.
§1. Энергетика химических реакций.
1. Что представляет собой внутренняя энергия вещества?
Ответ:
Внутренняя энергия вещества включает в себя кинетическую энергию образующих её частиц (молекул, атомов, ионов) и потенциальную энергию их возможных взаимодействий между собой.
2. Что такое энергия активации, какова её роль в возникновении реакции?
Ответ:
Энергия активации – минимальная энергия, которой должны обладать молекулы (или другие частицы вещества), чтобы их столкновение привело к взаимодействию и образованию новых веществ.
3. Предложите возможные варианты изменения условий протекания реакций, влияющие на снижение энергетического барьера.
Ответ:
Введение катализатора в реакцию снижает её энергию активации.
4. Рассчитайте тепловой эффект реакции горения аммиака в кислороде с образованием молекулярного азота и воды, зная энергии связей веществ, участвующих в реакциях: NH3 – 1161 кДж/моль, O2 – 492 кДж/моль, N2 – 942 кДж/моль, H2O – 919 кДж/моль.
Ответ:
4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O + 1278 кДж/моль
Qх.р. = ΣQпрод. - ΣQисх. = 2*942 + 6*919 - (4*1161 + 3*492) = 1278 кДж/моль
§2
-
§2. Скорость химической реакции. Химическое равновесие.
1. Что такое скорость химической реакции и в каких единицах она измеряется?
Ответ:
Скорость химической реакции - это изменение концентраций реагирующих веществ в единицу времени. Измеряется в молях на 1 л за 1 с (моль/л·с).
2. Назовите факторы, изменяющие скорость химической реакции, приведите примеры, показывающие их влияние на скорость реакций.
Ответ:
Скорость химических реакций зависит от многих факторов, важнейшие из них:
- природа реагирующих веществ (магний реагирует быстрее с соляной кислотой, чем цинк);
- степень измельчения твёрдых веществ (порошок серы реагирует быстрее с порошком железа, чем с цельным куском железа);
- концентрация реагентов (концентрированная соляная кислота реагирует быстрее с карбонатом кальция, чем разбавленная кислота);
- температура (при нагревании соляная кислота реагирует быстрее железом, чем без нагревания);
- катализаторы (разложение пероксида водорода бурно протекает в присутствии катализатора оксида марганца (IV)).
3. Какие вещества называют катализаторами, что такое катализ и какие виды катализа вам известны?
Ответ:
Катализаторы – это вещества, которые изменяют скорость химической реакции, но сами в этом процессе не расходуются и не входят в состав продуктов реакции.
По влиянию на скорость реакции катализ делят на ускоряющий и замедляющий.
4. Приведите примеры каталитических реакций и объясните процесс изменения скорости реакций под их влиянием.
Ответ:
Например, диоксид марганца MnO2 ускоряет реакции разложения хлората калия и пероксида водорода:
2KClO3 t, MnO₂ ⟶ 2KCl + 3O2↑
2H2O2 MnO₂ ⟶ 2H2O + O2↑Роль катализатора, вызывающего ускорение реакции, в том, что он снижает энергию активации, а следовательно, и энергетический барьер.
5. Приведите примеры каталитических реакций, используемых в быту и в технике, происходящих в живом организме, и дайте их описание. Назовите вещества, выполняющие в них роль катализаторов (ингибиторов).
Ответ:
Реакция разложения перекиси водорода используется для обеззараживания ран или порезов. В крови присутствует фермент каталаза, который выступает в качестве катализатора данной реакции.
Платиновые катализаторы используются для обезвреживания автомобильных выхлопов.
Пищевые ферменты ускоряют разложение белков.
Лабораторные опыты
1. В две пробирки налейте (не более половины пробирки) раствор HCl (1:2). Осторожно опустите в них по кусочку металлов разной природы: цинка и магния. Что наблюдаете?
2. В две пробирки, наклонив их, опустите по кусочку одного и того же металла – цинка и осторожно прилейте растворы серной кислоты: в первую пробирку раствор 1:5, а во вторую – 1:10. В какой из них реакция идёт быстрее?
3. Возьмите две пробирки с одинаковыми растворами соляной кислоты (1:2). В первую пробирку добавьте гранулу цинка, а во вторую пробирку осторожно поместите цинковую пыль. Что наблюдаете?
4. В две пробирки с одинаковым раствором серной кислоты (1:10) добавьте по грануле цинка. Одну из пробирок нагрейте. Различаются ли их скорости реакций?
5. На дно небольшого стакана налейте 3%-й раствор перекиси водорода. Что наблюдаете? Добавьте в раствор H2O2 немного чёрного порошка MnO2, а в стакан внесите тлеющую лучинку. Что наблюдаете? Сделайте выводы на основании наблюдений.
Ответ:
1. При добавлении кусочка магния в соляную кислоту, выделяется газ:
Mg + 2HCl ⟶ MgCl2 + H2↑При добавлении кусочка цинка в соляную кислоту, выделяется газ:
Zn + 2HCl ⟶ ZnCl2 + H2↑Быстрее протекает реакция с магнием, чем с цинком. Магний более активный металл, чем цинк.
Вывод: реакционная способность веществ характеризуется их природой.
2. Цинк быстрее реагирует с раствором серной кислоты 1:5, чем с 1:10.
Zn + H2SO4 ⟶ ZnSO4 + H2↑Вывод: чем больше концентрация вступающих в реакцию веществ, тем больше скорость реакции.
3. Быстрее выделения газа протекает при реакции соляной кислоты с цинковой пылью, чем с гранулой цинка.
Zn + 2HCl ⟶ ZnCl2 + H2↑Вывод: твёрдые вещества быстрее реагируют в мелкораздробленном состоянии.
4. Реакция цинка с соляной кислотой сопровождается выделением водорода, в нагретой пробирке процесс выделения газа протекает более интенсивно, чем не в нагретой.
Zn + 2HCl ⟶ ZnCl2 + H2↑Вывод: при повышении температуры скорость химической реакции растёт.
5. При внесении тлеющей лучинки в пробирку с перекисью водорода видимых изменений не наблюдается. После добавления оксида марганца (IV) в пероксид водорода наблюдается бурное выделение газа.
2H2O2 MnO₂ ⟶ 2H2O + O2При повторном внесении тлеющей лучины, наблюдается её воспламенение.
Так как по окончании реакции чёрный порошок оксид марганца (IV) не израсходовался, то значит оксид марганца (IV) в данной реакции является катализатором.
Вывод: катализатор многократно ускоряет скорость реакции.
§3
-
Глава 2. Растворы. Теория электролитической диссоциации.
§3. Немного о растворителях.
1. Как вы думаете, какую цель ставили алхимики в работах, в результате которых они установили "золотое правило растворения"?
Ответ:
Цель алхимии – получение золота.
2. Может ли быть универсальный растворитель жидкостью, в которой можно растворить любое вещество?
Ответ:
Универсального растворителя не может существовать, так как вещества с ионными и ковалентными полярными связями хорошо растворяются в полярных растворителях (например, в воде), а вещества с ковалентными неполярными связями – в неполярных растворителях (например, в бензине).
3. Из приведённого ниже перечня веществ выберите те вещества, которые должны растворяться: а) в серной кислоте; б) в воде; в) в керосине (смесь веществ, молекулы которых состоят из атомов углерода и водорода).
Вещества: KBr, I2, HCl, P4 (белый фосфор), H2S, KNO3.Ответ:
а) в серной кислоте растворяются: KBr, HCl, H2S, KNO3.
б) в воде растворяются: KBr, HCl, H2S, KNO3.
в) в керосине растворяются: I2, P4 (белый фосфор).
§4
-
§4. Ионы – переносчики электрических зарядов.
1. Электролитами являются: 1) Cu(NO3)2; 2) NaOH; 3) BaSO4; 4) AgBr.
Ответ:
Электролитами являются: 1) Cu(NO3)2; 2) NaOH.
2. Неэлектролитом является: 1) раствор хлорида лития; 2) раствор сахара; 3) раствор уксусной кислоты; 4) раствор гидроксида калия.
Ответ:
Неэлектролитом является: 2) раствор сахара; 3) раствор уксусной кислоты.
3. Определите, на какие ионы распадаются следующие соединения: CuCl2, KMnO4, NaBr, Ca(OH)2, Fe(NO3)3, Na3PO4, Al2(SO4)3, AgNO3, ZnSO4, AlCl3, Mg(NO3)2. Составьте уравнения электролитической диссоциации данных веществ.
Ответ:
CuCl2 = Cu2+ + 2Cl-
KMnO4 = K+ + MnO4-
NaBr = Na+ + Br-
Ca(OH)2 = Ca2+ + 2OH-
Fe(NO3)3 = Fe3+ + 3NO3-
Na3PO4 = 3Na+ + PO43-
Al2(SO4)3 = 2Al3+ + 3SO42-
AgNO3 = Ag+ + NO3-
ZnSO4 = Zn2+ + SO42-
AlCl3 = Al3+ + 3Cl-
Mg(NO3)2 = Mg2+ + 2NO3-
4. Напишите формулы веществ, которые при растворении в воде образуют следующие ионы:
а) K+ и CO32-; б) Cr3+ и NO3-; в) Fe2+ и Cl-.Ответ:
а) K2CO3 = 2K+ + CO32-
б) Cr(NO3)3 = Cr3+ + 3NO3-
в) FeCl2 = Fe2+ + 2Cl-
5. Составьте перечень анионов и катионов, присутствующих в морской воде. Известны ли вам примеры получения из морской воды каких-либо простых или сложных веществ?
Ответ:
Катионы присутствующие в морской воде: Na+, Mg2+, Ca2+, K+.
Анионы присутствующие в морской воде: Cl-, Br-, F-, SO42-, HCO32-.
Из морской воды добывают поваренную, калийную и глауберову соли.
§5
-
§5. Механизм электролитической диссоциации веществ с ковалентной полярной связью.
1. Объясните роль воды в процессе электролитической диссоциации кислот.
Ответ:
Кислоты являются ковалентными полярными соединениями. Молекулы кислот – диполи вследствие значительной полярности связи между водородом и кислотным остатком. Молекулы воды, также являющиеся диполями, притягиваются к концам молекул кислот и в результате диполь-дипольного взаимодействия усиливают поляризацию молекулы электролита, от которой отщепляется катион водорода. При этом между кислотным остатком и водородом силы взаимодействия в воде уменьшаются в 81 раз.
Процесс образования ионов из молекул кислоты происходит благодаря отщеплению протона водорода от полярной молекулы кислоты с последующей его гидратацией, ведущей к образованию иона гидроксония (H3O+). Например, уравнение реакции диссоциации хлороводорода выглядит следующим образом:
HCl + H2O = H3O+ + Cl-2. Почему кислоты, в отличие от ионных электролитов, диссоциируют ступенчато? Составьте уравнения электролитической диссоциации азотной, сероводородной, сернистой кислот.
Ответ:
Диссоциация многоосновных кислот протекает обратимо и ступенчато. Это связано с тем, что каждому последующему атому водорода сложнее отделиться от кислотного остатка, так как этому препятствуют кулоновские силы (положительному иону водорода тяжелее отделиться от отрицательного иона кислотного остатка).
HNO3 ⟶ H+ + NO3-
H2S ⇄ H+ + HS-
HS- ⇄ H+ + S2-H2SO3 ⇄ H+ + HSO3-
HSO3- ⇄ H+ + SO32- §6
-
§6. Свойства ионов.
1. Приведите примеры уравнений реакций, характеризующих свойства кислот и щелочей.
Ответ:
Примеры уравнений реакций, характеризующих свойства кислот.
Zn + 2HCl ⟶ ZnCl2 + H2↑
ZnO + 2HCl ⟶ ZnCl2 + H2O
Zn(OH)2 + 2HCl ⟶ ZnCl2 + 2H2O
CaCO3 + 2HCl ⟶ CaCl2 + H2O + CO2↑
Примеры уравнений реакций, характеризующих свойства щелочей.
NaOH + HCl ⟶ NaCl + H2O
2NaOH + CO2 ⟶ Na2CO3 + H2O
NH4Cl + KOH t ⟶ KCl + NH3↑ + H2O
2NaOH + Al2O3 + 3H2O ⟶ 2Na[Al(OH)4]
2NaOH + Zn(OH)2 ⟶ Na2[Zn(OH)4]
2. В замечательной книге П. Руденко и Е. Таубе "От водорода до…" статья о хлоре называется "Убийца, спрятавшийся в солонке". Объясните это название.
Ответ:
В солонке находится поверенная соль (хлорид натрия NaCl), в состав которой входит хлор.
3. Людям, страдающим нервными заболеваниями, иногда прописывают бром. Как вы думаете, о каком броме в таких случаях может идти речь?
Ответ:
В этом случае говорится о соединениях брома, например, о бромиде натрия NaBr.
4. Рассмотрите отличия ионов от атомов на примерах кальция и фтора.
Ответ:
20Ca 20Ca2+ 9F 9F- Количество протонов 20 20 9 9 Количество нейтронов 20 20 10 10 Количество электронов 20 18 9 10 Строение атомов и ионов Ca +20 )2)8)8)2 Ca2+ +20 )2)8)8 F +9 )2)7 F- +9 )2)8 Ионы Ca2+ и F-, в отличие от атомов, имеют завершенную восьмиэлектронную конфигурацию внешней оболочки.
5. В склянках без этикеток находятся растворы хлорида натрия, дихромата калия, хлорида железа (III) и хлорида меди (II). Как их определить?
Ответ:
1) Добавим в пробирки раствор щелочи. В пробирке с хлоридом железа (III) выпадет бурый осадок:
FeCl3 + 3NaOH = 3NaCl + Fe(OH)3↓
В пробирке с хлоридом меди (II) выпадет синий осадок:
CuCl2 + 2NaOH = 2NaCl + Cu(OH)2↓2) Добавим в оставшиеся две пробирки раствор нитрата серебра. В пробирке с хлоридом натрия выпадет белый осадок:
NaCl + AgNO3 = NaNO3 + AgCl↓
В пробирке с дихроматом калия выпадет осадок кирпичного цвета:
K2Cr2O7 + 2AgNO3 = 2KNO3 + Ag2Cr2O7↓Лабораторные опыты
Рассмотрите растворы хлоридов и сульфатов меди (II), кобальта (II), никеля (II), калия; перманганата калия, дихромата калия, хлорида железа (III). Отметьте в таблице, какой из ионов, образующих вещество, определяет наблюдаемое окрашивание раствора. Результаты оформите в виде таблицы.
Ответ:
Формула соли Уравнение электролитической диссоциации (ион, определяющий окрашивание, подчеркнуть) Окрашивание, свойственное иону Цвет окрашивания водного раствора CuSO4 CuSO4 = Cu2+ + SO42- Cu2+ Синий CoSO4 CoSO4 = Co2+ + SO42- Co2+ Бордовый NiSO4 NiSO4 = Ni2+ + SO42- Ni2+ Зелёный K2SO4 K2SO4 = 2K+ + SO42- Бесцветный KMnO4 KMnO4 = K+ + MnO4- MnO4- Фиолетовый K2Cr2O7 K2Cr2O7 = 2K+ + Cr2O72- Cr2O72- Оранжевый FeCl3 FeCl3 = Fe3+ + 3Cl- Fe3+ Желтый §7
-
§7. Сильные и слабые электролиты. Количественные характеристики процесса электролитической диссоциации.
1. Из предлагаемого перечня выберите и выпишите в два столбика формулы сильных и слабых электролитов: HCl, Na2S, Ca(OH)2, NH3·H2O, MgCl2, HClO4, NaOH, H2S, HNO3, Ba(OH)2, KBr.
Ответ:
Сильные электролиты Слабые электролиты HCl NH3·H2O Na2S H2S Ca(OH)2 MgCl2 HClO4 NaOH HNO3 Ba(OH)2 KBr 2. Как вы думаете, почему плавиковая кислота HF относится к слабым электролитам?
Ответ:
Плавиковая кислота диссоциирует в водном растворе также, как и другие кислоты:
HF + H2O ⇄ H3O+ + F-Из-за большой электроотрицательность фторид-аниона, ионы H3O+ и F- сильно притягиваются друг к другу и образуют связанную пару H3O+∙F-. Поскольку ион гидроксония присоединен к фторид-иону, то вероятность ассоциации увеличивается, а степень диссоциации данной кислоты снижается.
3. Объясните наблюдение, сделанное австрийским химиком Ф. Кольраушем: электропроводность воды, оставленной на 4-6 ч в открытой платиновой чашке, повышается примерно в 2 раза.
Ответ:
Это связано с тем, что в воздухе содержится углекислый газ, который при растворении в воде образует мизерную концентрацию слабой угольной кислоты:
CO2 + H2O ⇄ H2CO3.Которая диссоциирует в воде:
H2CO3 ⇄ H+ + HCO3-
HCO3- ⇄ H+ + CO32-Образующихся ионов в воде достаточно для того, чтобы электропроводность дистиллированной воды увеличилась в 2 раза.
§8
-
§8. Реакции электролитов в водных растворах и их уравнения.
1. Какое из перечисленных веществ вступит в реакцию с раствором соляной кислоты: гидроксид бария, нитрат серебра, сульфат меди (II), нитрат натрия, сульфит калия, гидроксид аммония, оксид меди (II), оксид фосфора (V)? Составьте соответствующие уравнения реакций в молекулярной и полной ионной формах.
Ответ:
2HCl + Ba(OH)2 = BaCl2 + 2H2O
2H+ + 2Cl- + Ba2+ + 2OH- = Ba2+ + 2Cl- + 2H2O
H+ + OH- = H2OHCl + AgNO3 = HNO3 + AgCl↓
H+ + Cl- + Ag+ + NO3- = H+ + NO3- + AgCl↓
Ag+ + Cl- = AgCl↓2HCl + K2SO3 = 2KCl + H2SO3
2H+ + 2Cl- + 2K+ + SO32- = 2K+ + 2Cl- + H2SO3
2H+ + SO32- = H2SO3HCl + NH4OH = NH4Cl + H2O
H+ + Cl- + NH4OH = NH4+ + Cl- + H2O
H+ + NH4OH = NH4+ + H2O2HCl + CuO = CuCl2 + H2O
2H+ + 2Cl- + CuO = Cu2+ + 2Cl- + H2O
2H+ + CuO = Cu2+ + H2O2. Необратимо протекает реакция ионного обмена между растворами:
1) хлорида калия и нитрата железа (II);
2) серной кислоты и нитрата бария;
3) сульфата натрия и гидроксида калия;
4) хлорида натрия и сульфата железа (III).Ответ:
Необратимо протекает реакция ионного обмена между растворами: 2) серной кислоты и нитрата бария.
H2SO4 + Ba(NO3)2 = 2HNO3 + BaSO4↓
3. При добавлении к раствору карбоната калия соляной кислоты:
1) выпадает осадок;
2) выделяется газ;
3) выпадает осадок и выделяется газ;
4) видимых изменений не происходит.Ответ:
При добавлении к раствору карбоната калия соляной кислоты: 2) выделяется газ.
K2CO3 + 2HCl = 2KCl + H2O + CO2↑
4. Нитрат меди (II) вступает в реакцию ионного обмена с:
1) железом;
2) ртутью;
3) хлоридом калия;
4) гидроксидом калия.Ответ:
Нитрат меди (II) вступает в реакцию ионного обмена с: 4) гидроксидом калия.
Cu(NO3)2 + 2KOH = 2KNO3 + Cu(OH)2↓
5. Приведите не менее трёх примеров химических реакций, сущность которых может быть выражена следующими сокращёнными ионными уравнениями:
а) Ba2+ + SO42- = BaSO4↓
б) 2H+ + CO32- = H2O + CO2↑
в) H+ + OH- = H2O
г) Ag+ + Br- = AgBr↓Ответ:
а)
BaCl2 + Na2SO4 = 2NaCl + BaSO4↓
Ba(NO3)2 + CuSO4 = Cu(NO3)2 + BaSO4↓
Ba(OH)2 + K2SO4 = 2KOH + BaSO4↓
б)
2HCl + Na2CO3 = 2NaCl + H2O + CO2↑
H2SO4 + Na2CO3 = Na2SO4 + H2O + CO2↑
2HNO3 + K2CO3 = 2KNO3 + H2O + CO2↑
в)
HCl + NaOH = NaCl + H2O
2HNO3 + Ca(OH)2 = Ca(NO3)2 + 2H2O
H2SO4 + 2KOH = K2SO4 + 2H2O
г)
AgNO3 + HBr = HNO3 + AgBr↓
AgNO3 + KBr = KNO3 + AgBr↓
AgNO3 + FeBr2 = Fe(NO3)2 + 2AgBr↓
Лабораторные опыты
Составьте прогноз относительно возможности протекания реакций ионного обмена между следующими растворами:
а) хлорида железа (III) и гидроксида натрия;
б) нитрата калия и хлорида натрия;
в) карбоната натрия и уксусной кислоты;
г) гидроксида кальция и фосфорной кислоты.Проделайте соответствующие опыты. Запишите уравнения реакций в молекулярной, полной и сокращённой ионной форме и укажите признаки их протекания.
Ответ:
а) При взаимодействии растворов хлорида железа (III) и гидроксида натрия наблюдается выпадение бурого осадка:
FeCl3 + 3NaOH = 3NaCl + Fe(OH)3↓
Fe3+ + 3Cl- + 3Na+ + 3OH- = 3Na+ + 3Cl- + Fe(OH)3↓
Fe3+ + 3OH- = Fe(OH)3↓б) При сливании растворов нитрата калия и хлорида натрия изменений не наблюдается.
в) При взаимодействии растворов карбоната натрия и уксусной кислоты наблюдается выделение безвестного газа:
Na2CO3 + 2CH3COOH = 2CH3COONa + H2O + CO2↑
2Na+ + CO32- + 2CH3COOH = 2CH3COO- + Na+ + H2O + CO2↑
CO32- + 2CH3COOH = 2CH3COO- + H2O + CO2↑г) При взаимодействии растворов гидроксида кальция и фосфорной кислоты наблюдается выпадение белого осадка:
3Ca(OH)2 + 2H3PO4 = Ca3(PO4)2↓ + 6H2O
3Ca2+ + 6OH- + 6H+ + 2PO4 = Ca3(PO4)2↓ + 6H2O §9
-
§9. Кислоты как электролиты.
1. Почему безводные кислоты слабо проводят электрический ток?
Ответ:
Электрический ток переносят только заряженные частицы, а безводные кислоты находятся в недиссоциированном состоянии, поэтому они слабо проводят электрический ток.
2. Какая соль образуется при взаимодействии 4 г гидроксида натрия и 9,8 г фосфорной кислоты?
Дано:
`m(NaOH) = 4 г`
`m(H_3PO_4) = 9.8 г`
Какая соль образуется?
Решение
`n(NaOH) = (m(NaOH))/(M(NaOH)) = 4/40 = 0.1" моль"`
`n(H_3PO_4) = (m(H_3PO_4))/(M(H_3PO_4)) = 9.8/98 = 0.1" моль"`
`n(NaOH) = n(H_3PO_4)`
`NaOH + H_3PO_4 = underset("дигидрофосфат натрия")(NaH_2PO_4) + H_2O`
Ответ: образуется дигидрофосфат натрия `NaH_2PO_4`.
3. В соответствии с приведённой ниже схемой превращений составьте уравнения реакций в молекулярной и ионной (там, где это возможно) формах:
S ⟶ SO2 ⟶ H2SO3 ⟶ CaSO3 ⟶ ? ⟶ ?Ответ:
S + O2 ⟶ SO2
SO2 + H2O ⟶ H2SO3
H2SO3 + (CH3COO)2Ca ⟶ 2CH3COOH + CaSO3↓
H2SO3 + 2CH3COO- + Ca2+ ⟶ 2CH3COOH + CaSO3↓CaSO3 + 2HNO3 ⟶ Ca(NO3)2 + SO2↑ + H2O
CaSO3 + 2H+ + 2NO3- ⟶ Ca2+ + 2NO3- + SO2↑ + H2O
CaSO3 + 2H+ ⟶ Ca2+ + SO2↑ + H2O2KOH + SO2 ⟶ K2SO3 + H2O
2K+ + 2OH- + SO2 ⟶ 2K+ + SO32- + H2O
2OH- + SO2 ⟶ SO32- + H2O §10
-
§10. Основания как электролиты.
1. Дайте определения сильных и слабых электролитов. Назовите основания и кислоты – сильные электролиты.
Ответ:
Сильные электролиты – химические соединения, молекулы которых в растворах практически полностью диссоциированны на ионы.
Слабые электролиты – химические соединения, молекулы которых в растворах (даже в сильно разбавленных) незначительно диссоциированны на ионы, которые находятся в динамическом равновесии с недиссоциированными молекулами.
К сильным основаниям относятся все щёлочи: гидроксид лития LiOH, гидроксид натрия NaOH, гидроксид калия KOH, гидроксид рубидия RbOH, гидроксид цезия CsOH, гидроксид кальция Ca(OH)2, гидроксид стронция Sr(OH)2, гидроксид бария Ba(OH)2.
К сильным кислоты относятся, например: соляная кислота HCl, бромоводородная кислота HBr, иодоводородная кислота HI, азотная кислота HNO3, серная кислота H2SO4, хлорная кислота HClO4.
2. Гидроксид алюминия – амфотерное малорастворимое в воде основание. С помощью уравнений реакций объясните, что происходит при его диссоциации.
Ответ:
Гидроксид алюминия диссоциирует ступенчато:
Al(OH)3 ⇄ Al(OH)2+ + OH-
Al(OH)2+ ⇄ AlOH2+ + OH-
AlOH2+ ⇄ Al3+ + OH-3. Между какими парами веществ возможна обратимая реакция?
1) FeCl3 и KOH;
2) KOH и HCl;
3) K2CO3 и HNO3;
4) KI и CaCl2.Ответ:
Между KI и CaCl2 возможна обратимая реакция, т. к. в результате реакции не образуются нерастворимые, газообразные вещества, слабые электролиты.
2KI + CaCl2 ⇄ 2KCl + CaI2
2K+ + 2I- + Ca2+ + 2Cl- ⇄ 2K+ + 2Cl- + Ca2+ + 2I-4. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:
Ca ⟶ Ca(OH)2 ⟶ CaCO3 ⟶ CaO ⟶ Ca(OH)2 ⟶ CaCl2.Ответ:
Ca + 2H2O ⟶ Ca(OH)2 + H2↑
Ca(OH)2 + CO2 ⟶ CaCO3 + H2O
CaCO3 t ⟶ CaO + CO2↑
CaO + H2O ⟶ Ca(OH)2
Ca(OH)2 + 2HCl ⟶ CaCl2 + 2H2O
Лабораторные опыты
1. В первую пробирку налейте 2 мл раствора сульфата меди (II) CuSO4, а во вторую 2 мл раствора хлорида железа (III) FeCl3.
2. В каждую пробирку медленно добавьте раствор гидроксида натрия NaOH до появления признака реакции.
3. В каждую из пробирок добавьте растворы разбавленных кислот: в первую – серной H2SO4, во вторую – соляной HCl.
4. Отметьте наблюдения, укажите признаки реакций и составьте полные и сокращённые ионные уравнения.
Ответ:
При добавлении раствора гидроксида натрия к раствору сульфата меди (II), наблюдается выпадение синего осадка и обесцвечивание раствора:
CuSO4 + 2NaOH = Na2SO4 + Cu(OH)2
Cu2+ + SO42- + 2Na+ + 2OH- = 2Na+ + SO42- + Cu(OH)2
Cu2+ + 2OH- = Cu(OH)2При добавлении раствора гидроксида натрия к раствору хлорида железа (III), наблюдается выпадение бурого осадка и обесцвечивание раствора:
FeCl3 + 3NaOH = 3NaCl + Fe(OH)3
Fe3+ + 3Cl- + 3Na+ + 3OH- = 3Na+ + 3Cl- + Fe(OH)3
Fe3+ + 3OH- = Fe(OH)3При добавлении раствора серной кислоты к осадку гидроксида меди (II), наблюдается его растворение и окрашивание раствора в первоначальный синий цвет:
Cu(OH)2 + H2SO4 = CuSO4 + 2H2O
Cu(OH)2 + 2H+ + SO42- = Cu2+ + SO42- + 2H2O
Cu(OH)2 + 2H+ = Cu2+ + 2H2OПри добавлении раствора соляной кислоты к осадку гидроксида железа (III), наблюдается его растворение и окрашивание раствора в первоначальный желто-коричневый цвет:
Fe(OH)3 + 3HCl = FeCl3 + 3H2O
Fe(OH)3 + 3H+ + 3Cl- = Fe3+ + 3Cl- + 3H2O
Fe(OH)3 + 3H+ = Fe3+ + 3H2O §11
-
§11. Соли как электролиты.
1. Назовите основные химические свойства кислот, оснований, солей.
Ответ:
Основные химические свойства кислот
Реагируют с активными металлами с образованием солей и выделением водорода:
Zn + 2HCl ⟶ ZnCl2 + H2↑Реагируют с оксидами металлов с образованием солей и воды:
ZnO + 2HCl ⟶ ZnCl2 + H2OРеагируют с основаниями с образованием солей и воды:
Zn(OH)2 + 2HCl ⟶ ZnCl2 + 2H2OРеагируют с солями, если в результате реакции выполняется одно из условий: образование осадка, выделение газа или образование слабого электролита:
CaCO3 + 2HCl ⟶ CaCl2 + H2O + CO2↑Основные химические свойства оснований
Щёлочи взаимодействуют с кислотами, кислотными оксидами, солями:
NaOH + HCl ⟶ NaCl + H2O
2NaOH + CO2 ⟶ Na2CO3 + H2O
NH4Cl + KOH ⟶ KCl + NH3 + H2OНерастворимые основания взаимодействуют с кислотами и разлагаются при нагревании:
Mg(OH)2 + H2SO4 ⟶ MgSO4 + 2H2O
Cu(OH)2 t ⟶ CuO + H2OОсновные химические свойства солей
Взаимодействуют с кислотами, если в результате реакции образуется осадок, газ или малодиссоциирующие вещества:
BaCl2 + H2SO4 ⟶ 2HCl + BaSO4↓Взаимодействуют со щелочами, если в результате реакции образуется осадок, газ или малодиссоциирующие вещества:
CuSO4 + 2NaOH ⟶ Na2SO4 + Cu(OH)2↓Растворы солей взаимодействуют с металлами если металл (простое вещество) находится левее металла в составе соли в ряду напряжений металлов:
CuSO4 + Fe ⟶ FeSO4 + CuСоли взаимодействуют с другими солями, если в результате реакции образуется осадок, газ или малодиссоциирующие вещества:
BaCl2 + CuSO4 ⟶ CuCl2 + BaSO4↓2. Составьте уравнения реакций, отражающие все возможные способы получения солей: а) сульфат бария; б) сульфид натрия; в) карбонат кальция. Выясните, где и как применяются эти соли.
Ответ:
а)
Ba + H2SO4 ⟶ BaSO4 + H2↑
BaO + H2SO4 ⟶ BaSO4 + H2O
BaO + SO3 ⟶ BaSO4
Ba(OH)2 + SO3 ⟶ BaSO4↓ + H2O
Ba(OH)2 + H2SO4 ⟶ BaSO4↓ + 2H2O
BaCl2 + H2SO4 ⟶ 2HCl + BaSO4↓
Ba(OH)2 + K2SO4 ⟶ 2KOH + BaSO4↓
BaCl2 + Na2SO4 ⟶ 2NaCl + BaSO4↓
Сульфат бария используется: при рентгеновских исследованиях желудочно-кишечного тракта как радиоконтрастное вещество; в качестве белого пигмента.
б)
2Na + S ⟶ Na2S
2Na + H2S ⟶ Na2S + H2↑
Na2O + H2S ⟶ Na2S + H2O
2NaOH + H2S ⟶ Na2S + 2H2O
Na2SiO3 + H2S ⟶ Na2S + H2SiO3↓
Сульфид натрия применяется в производстве сернистых красителей и целлюлозы, для удаления волосяного покрова шкур при дублении кож, а также на химической водоочистке.
в)
CaO + CO2 ⟶ CaCO3
Ca(OH)2 + CO2 ⟶ CaCO3↓ + H2O
Ca(OH)2 + K2CO3 ⟶ 2KOH + CaCO3↓
CaCl2 + Na2CO3 ⟶ 2NaCl + CaCO3↓
Карбонат кальция используется: в качестве белого пигмента; в качестве наполнителя при производстве пластмасс, красок, резины; в качестве препарата препятствующего слеживанию и для препятствования слипания в комки сыпучих материалов.
3. Чистый оксид цинка, необходимый для приготовления пудры, медицинских препаратов подсушивающего и вяжущего действия и лейкопластыря, получают прокаливанием основного карбоната цинка (карбоната гидроксоцинка). Сколько оксида можно получить из 360 кг основной соли, содержащей 4% примесей?
Дано:
`m_"тех."((ZnOH)_2CO_3) = 360" кг"`
`ω("примеси") = 4%`
`m(ZnO) = ?`
Решение
`(ZnOH)_2CO_3 overset(t)(=) 2ZnO + H_2O + CO_2"↑"`
`ω((ZnOH)_2CO_3) = 100 - ω("примеси") = 100 - 4 = 96%`
`m((ZnOH)_2CO_3) = (ω((ZnOH)_2CO_3)*m_"тех."((ZnOH)_2CO_3))/100 = (96*360)/100 = 345.6" кг"`
`n((ZnOH)_2CO_3) = (m((ZnOH)_2CO_3))/(M((ZnOH)_2CO_3)) = 345.6/224 = 1.543" кмоль"`
`n(ZnO) = 2*n((ZnOH)_2CO_3) = 2*1.543 = 3.086" кмоль"`
`m(ZnO) = n(ZnO)*M(ZnO) = 3.086*81 = 250" кг"`
Ответ: `m(ZnO) = 250" кг"`.
4. Технический карбонат калия, или поташ (от нем. Pott — «горшок» и Asche — «зола»), – необходимый компонент сырья для производства стекла. В старину (в России – до середины XIX в.) его получали из золы древесины. Так, из 1 м3 сожжённой древесины вяза получали 0,76 кг поташа, из древесины липы – 0,5 кг поташа. Щёлок, полученный обработкой золы водой, выпаривался в горшках до образования кристаллического поташа. Почему такой способ получения экономически и экологически несостоятелен? Какими другими способами он заменён? Опишите эти способы.
Ответ:
Такой способ получения поташа экономически несостоятелен, потому что стоимость дерева потраченного на производство 1 кг поташа превышает стоимость 1 кг поташа полученного современными методам. С экологической точки зрения, для получения поташа в промышленных масштабах необходимо выжигать большие лесные площади, превращая эти места в пустоши и луга.
Современный метод получения поташа (карбоната калия). Путём электролиза хлорида калия получают гидроксид калия, который, вступая в реакцию с углекислым газом, образует воду и карбонат калия.
5. Какая пара веществ не может участвовать в реакции ионного обмена, идущей до конца?
1) карбонат натрия и соляная кислота;
2) сульфат калия и нитрат бария;
3) хлорид калия и азотная кислота;
4) нитрит свинца (II) и соляная кислота.Ответ:
3) хлорид калия и азотная кислота
6. Сокращённое ионное уравнение
BaCO3 + 2H+ = Ba2+ + H2O + CO2↑
соответствует уравнению химической реакции
1) Na2CO3 + 2HCl = NaCl + H2O + CO2↑
2) BaCO3 + 2HCl = BaCl2 + H2O + CO2↑
3) CaCO3 = CaO + CO2↑
4) BaCl2 + H2SO4 = BaSO4↓ + 2HClОтвет:
Сокращённое ионное уравнение
BaCO3 + 2H+ = Ba2+ + H2O + CO2↑
соответствует уравнению химической реакции
2) BaCO3 + 2HCl = BaCl2 + H2O + CO2↑ Практическая работа №1
-
Практическая работа №1
1. Природа реагирующих веществ (состав и строение).
а) В две пробирки поместите немного чёрного порошка оксида меди (II). В первую пробирку добавьте 1 мл серной кислоты, а во вторую – 1 мл соляной кислоты. Наблюдайте признаки химической реакции. В какой из пробирок она протекает быстрее?
б) В одной пробирке смешайте твёрдые кристаллические соли: сульфат натрия и хлорид бария. В другой пробирке смешайте растворы этих солей. Отметьте свои наблюдения.
2. Площадь поверхности соприкосновения (контакта) веществ.
а) В одну пробирку поместите железную кнопку или стружку, а в другую – порошок железа. Добавьте в каждую пробирку по 1 мл раствора сульфата меди (медного купороса). Через некоторое время наблюдайте произошедшие изменения.
б) В одну пробирку поместите кусочек мрамора, а в другую – мраморный порошок. Добавьте в каждую из пробирок по 1 мл соляной кислоты. Что наблюдаете?
3. Концентрация.
В две пробирки поместите по одинаковому кусочку железной стружки или по одной грануле железа. В первую пробирку добавьте 1 мл разбавленной серной кислоты, а во вторую – 1 мл концентрированной серной кислоты. В какой пробирке реакция протекает быстрее?
4. Температура.
а) В пробирку поместите немного чёрного порошка оксида меди (II) и добавьте 1 мл разбавленной серной кислоты. Отметьте наблюдения. Затем пробирку немного нагрейте на пламени спиртовки (или в электронагревателе для пробирок). Что изменилось? Почему?
б) Получите гидроксид меди (II). Для этого в пробирку с 2 мл раствора сульфата меди добавьте (по каплям!) раствор щёлочи. Гидроксид меди (II) – студенистый осадок голубого цвета. Нагрейте его на пламени спиртовки (или в электоронагревателе для пробирок). Отметьте признак реакции.
5. Катализатор.
В пробирку налейте 2 мл перекиси водорода. Добавьте немного чёрного порошка оксида марганца (IV). Отметьте свои наблюдения.
Ответ:
Факторы, влияющие на скорость химических реакций Уравнения реакций Наблюдения Скорость реакций Выводы 1. Природа реагирующих веществ. а) CuO + H2SO4 ⟶ CuSO4 + H2O
CuO + 2HCl ⟶ CuCl2 + H2OРастворение чёрного оксида меди (II) и окрашивание раствора в голубой цвет. Скорость реакций зависит от природы реагирующих веществ. б) Na2SO4 + BaCl2 ⟶ 2NaCl + BaSO4↓ При взаимодействии растворов наблюдается выпадение белого осадка. в сухом виде медленно (не идёт)
в растворённом быстроТвёрдые вещества в растворенном состоянии реагирует быстрее. 2. Площадь поверхности соприкосновения веществ. а) Fe + CuSO4 ⟶ FeSO4 + Cu Покрытие поверхности железа медью. с кнопкой медленно
со стружкой быстро
с порошком очень быстроСкорость реакции растёт при увеличении степени измельчённости твердых веществ. б) CaCO3 + 2HCl ⟶ CaCl2 + H2O + CO2↑ Выделение газа без цвета и запаха. c кусочком мрамора медленно
с мраморным порошком быстроСкорость реакции растёт при увеличении степени измельчённости твердых веществ. 3. Концентрация. Fe + H2SO4 ⟶ FeSO4 + H2↑ Выделение газа без цвета и запаха. с разбавленной кислотой медленно
с концентрированной быстроСкорость реакции растёт при увеличении концентрации реагирующих веществ. 4. Температура. а) CuO + H2SO4 ⟶ CuSO4 + H2O Растворение чёрного оксида меди (II) и окрашивание раствора в голубой цвет. при комнатной температуре медленно
при нагревании быстроСкорость реакции растёт при увеличении температуры б) CuSO4 + 2NaOH ⟶ Na2SO4 + Cu(OH)2↓
Cu(OH)2 t ⟶ CuO + H2OВ первой реакции наблюдается выпадение студенистого осадка голубого цвета.
Во второй реакции (при нагревании) наблюдается изменение цвета осадка с голубого на черный.5. Катализатор. H2O2 ⇸
2H2O2 MnO₂ ⟶ 2H2O + O2↑При добавлении оксида марганца (IV) наблюдается бурное выделение газа без цвета и запаха. Без оксида марганца (IV) медленно (не идёт)
с оксидом марганца (IV) очень быстроКатализаторы многократно ускоряют скорость реакции. §12
-
Глава 3. Общая характеристика неметаллов.
§12. Элементы-неметаллы в Периодической системе Д. И. Менделеева и в природе.
1. Какие элементы и по каким признакам относятся к неметаллическим?
Ответ:
В отличие от металлов, неметаллов гораздо меньше, всего их насчитывается 22 элемента. К ним относятся: бор, углерод, кремний, азот, фосфор, мышьяк, кислород, сера, селен, теллур, водород, фтор, хлор, иод, бром, астат и благородные газы.
Характерной особенностью неметаллов является большее (по сравнению с металлами) число электронов на внешнем энергетическом уровне их атомов, это определяет их большую способность к присоединению дополнительных электронов.
2. Какое место занимают элементы-неметаллы в Периодической системе?
Ответ:
Элементы-неметаллы расположены в правом верхнем углу Периодической системы, границы которого определяются условной диагональю, соединяющей знак бериллия и знак астата. Элементы-неметаллы занимают большую часть малых периодов и размещаясь в конце нечётных рядов больших периодов.
3. Назовите элементы-неметаллы, наиболее распространённые в земной коре, в атмосфере, составьте таблицу или диаграмму их распространённости.
Ответ:
Наиболее распространённые элементы-неметаллы в земной коре (по массе): кислород (49,13%), кремний (27,6%) и алюминий (7,45%).
Наиболее распространённые элементы-неметаллы в атмосфере Земли (по объёму): азот (78,09%) и кислород (21%).
4. Высший оксид химического элемента с порядковым номером 17 в Периодической системе Д. И. Менделеева проявляет свойства:
1) основные; 2) амфотерные; 3) кислотные; 4) несолеобразующего оксида.Ответ:
Элемент с порядковым номером 17 – хлор Cl, его высший оксид – Cl2O7, он проявляет кислотные свойства.
5. Химическому элементу, строение электронной оболочки которого 2ē8ē6ē, соответствует летучее водородное соединение типа:
1) H4R
2) H3R
3) H2R
4) HRОтвет:
3) H2R
Химическому элементу, строение электронной оболочки которого 2ē8ē6ē, не хватает 2ē до завершения третьего энергетического уровня, поэтому его водородное соединение H2R.
6. Общими признаками строения атомов химических элементов VА-группы Периодической системы Д. И. Менделеева являются:
1) одинаковый радиус атома
2) одинаковое число протонов в ядре атома
3) одинаковое число электронов в атоме
4) одинаковое число электронов на внешнем электронном слое.Ответ:
4) одинаковое число электронов на внешнем электронном слое
§13
-
§13. Простые вещества-неметаллы, их состав, строение, общие свойства и способы получения.
1. Приведите примеры простых веществ-неметаллов. Какое строение имеют их кристаллические решётки?
Ответ:
Примеры простых веществ-неметаллов (в скобочках тип кристаллической решётки): кислород O2 (молекулярная), азот N2 (молекулярная), иод I2 (молекулярная), кремний Si (атомная), аргон Ar (молекулярная).
2. Что такое аллотропия? Приведите примеры аллотропии некоторых неметаллов.
Ответ:
Аллотропия – способность атомов одного и того же элемента образовывать несколько простых веществ.
Примеры аллотропии некоторых неметаллов:
- кислород – кислород, озон;
- углерод – алмаз, графит, фуллерен, карбин, графен, углеродные нанотрубки;
- фосфор – белый, красный и чёрный фосфор;
- сера – ромбическая, моноклинная и пластическая сера.
3. Какого типа кристаллические решётки у неметаллов в твёрдом состоянии? Приведите примеры веществ с разными типами решёток, дайте сравнительную характеристику их физических свойств.
Ответ:
Большинство простых веществ-неметаллов в твёрдом состоянии имеют молекулярный тип кристаллической решётки. Из известных нам неметаллов у углерода (например, у алмаза) и кремния атомный тип кристаллической решётки.
Типы кристаллических решёток
Молекулярная Атомная В узлах решётки располагаются молекулы отдельные атомы Свойства веществ низкие температуры плавления и кипения, хрупкость высокие температуры плавления и кипения, твердость, нелетучие Примеры простых веществ-неметаллов кислород, азот, сера, аргон графит, алмаз, кремний 4. Аллотропными модификациями являются
1) кислород и водород
2) кислород и озон
3) фтор и хлор
4) сера и кислородОтвет:
2) кислород O2 и озон O3
5. Сера не взаимодействует с
1) водородом 2) кислородом 3) металлами 4) водой.Ответ:
Сера не взаимодействует с 4) водой.
§14
-
§14. Водородные и кислородные соединения неметаллов.
1. Для каких элементов характерны летучие водородные соединения?
Ответ:
Летучие водородные соединения характерны для неметаллов.
2. Устойчивость водородных соединений в ряду NH3 ⟶ PH3 ⟶ AsH3 ⟶ SbH3 ⟶ BiH3
1) возрастает 2) не изменяется 3) убывает 4) сначала убывает, затем возрастает.Ответ:
3) убывает
3. Кислотные свойства высших оксидов в ряду N2O5 ⟶ P2O5 ⟶ As2O5 ⟶ Sb2O5
1) усиливаются 2) ослабевают 3) остаются неизменными 4) сначала усиливаются, затем ослабевают.Ответ:
2) ослабевают
4. В ряду летучих водородных соединений неметаллов: PH3, H2S, HCl – свойства (слева направо) изменяются следующим образом:
а) основные свойства ослабевают, кислотные усиливаются
б) основные свойства усиливаются, кислотные ослабевают
в) ослабевают и основные, и кислотные свойства
г) усиливаются и основные, и кислотные свойства
Выберите правильные характеристики свойств.Ответ:
а) основные свойства ослабевают, кислотные усиливаются.
5. Почему единственное соединение фтора с кислородом называют фторидом кислорода, а не оксидом фтора?
Ответ:
Кислород в соединении со фтором принимает положительную степень окисления, так как фтор является более электроотрицательным элементом, чем кислород. Поэтому соединение фтора с кислородом называют фторидом кислорода, а не оксидом фтора.
6. Водородные и кислородные соединения неметаллов могут реагировать друг с другом, например сероводород и оксид серы (IV):
H2S + SO2 ⟶ S + H2O
Какие функции выполняют в этом процессе водородное и кислородное соединения серы? Расставьте коэффициенты в уравнении реакции.Ответ:
2H2S + SO2 ⟶ 3S + 2H2O
Сероводород в этом процессе является восстановителем, а оксид серы (IV) – окислителем. §15
-
Глава 4. Водород – рождающий воду и энергию.
§15. Водород – химический элемент и простое вещество.
1. Какие из перечисленных металлов можно использовать в аппарате Киппа для получения водорода: Mg (порошок), Sn, Cu, Hg, Fe? Составьте уравнения возможных реакций.
Ответ:
В аппарате Киппа для получения водорода используются металлы, находящиеся в ряду напряжений до водорода. Значит, из перечисленных металлов можно использовать Mg, Sn, Fe.
2. Расскажите об устройстве и принципе действия аппарата Киппа.
Ответ:
Принцип действия аппарата Киппа. На решётку, расположенную на дне среднего резервуара, помещают гранулы цинка. В аппарат наливают раствор кислоты (серной или соляной). Когда кран на газоотводной трубке закрыт, кислота находится в верхней воронке и нижнем резервуаре. Как только открывают кран, кислота течёт из воронки и заполняет нижнюю часть второго резервуара, в результате начинается реакция с цинком, выделяется водород. Когда эксперимент окончен, кран закрывают, и водород перестает выходить из аппарата Киппа. Давление газа вытесняет кислоту в воронку до тех пор, пока контакт кислоты и цинка не прекратится. Соприкосновение реагирующих веществ прекращается, и водород перестаёт выделяться.
3. Какую смесь водорода и кислорода называют гремучей?
Ответ:
Гремучей называют смесь двух объёмов водорода и одного объёма кислорода.
4. Можно ли считать процесс получения водорода и кислорода путём разложения воды электрическим током безупречным с экологической точки зрения?
Ответ:
Процесс получения водорода и кислорода путём разложения воды электрическим током не является безупречным с экологической точки зрения, потому что электрический ток производят на электростанциях.
5. Как объяснить то, что водород, являющийся преимущественно восстановителем, при взаимодействии с щелочными и щёлочноземельными металлами выступает в качестве окислителя?
Ответ:
Водород более электроотрицательный элемент, по сравнению с щелочными и щёлочноземельными металлами, поэтому водород в реакциях с данными металлами выступает в качестве окислителя.
6. На примере вещества водорода раскройте взаимосвязь между его составом, строением и свойствами.
Ответ:
Атом водорода имеет одни неспаренный электрон, поэтому для него характерна валентность I и степени окисления -1; 0; +1.
H +1 )1
Молекулу водорода образуют 2 атома водорода, за счёт образования общей пары, образуя при этом одинарную ковалентную неполярную связь H–H. Так как связь между атомами водорода является неполярной, то атомы водорода в молекуле водорода имеют промежуточную степень окисления 0, соответственно водород H2 в реакциях может быть как окислителем, так и восстановителем.
Так как молекула водорода состоит из двух атомов и образована ковалентной связью, то водород имеет молекулярную кристаллическую решетку, при н. у. условиях водород – газ.
§16
-
§16. Вода – оксид водорода.
1. Как можно ускорить реакцию разложения пероксида водорода? Как называются вещества, ускоряющие протекание реакций?
Ответ:
Ускорить реакцию разложения пероксида водорода можно с помощью оксида марганца (IV).
Вещества, ускоряющие протекание реакций называются катализаторами.
2. Составьте сравнительную таблицу: состав и свойства кислородных соединений водорода.
Ответ:
Вода Пероксид водорода Формула H2O H2O2 Качественный состав атомы водорода и кислорода. атомы водорода и кислорода. Количественный состав два атома водорода и один атом кислорода два атома водорода и два атома кислорода Окислительно-восстановительные свойства слабый окислитель (с щелочными, щелочноземельными и некоторыми другими металлами) сильный окислитель §17
-
Глава 5. Галогены.
§17. Строение атомов галогенов. Галогены – простые вещества.
1. Напишите химические формулы веществ: фтора, фтороводорода, фторида калия. Определите: а) вид химической связи; б) тип кристаллической решётки; в) физические свойства.
Ответ:
Фтор Фтороводород Фторида калия Формула вещества F2 HF KF Вид химической связи ковалентная неполярная ковалентная полярная ионная Тип кристаллической решётки молекулярная молекулярная ионная Физические свойства tпл., °C -219,70 -83,40 846 tкип., °C -188,12 19,54 1502 ρ (при н. у.), г/см3 1,696∙10-3 0,99 2,48 2. В чём сходство и различия в строении атомов галогенов?
Ответ:
Сходство в строении атомов галогенов состоит в том, что атомы галогенов содержат по 7 электронов на внешнем энергетическом уровне.
Различие в строении атомов галогенов состоит в том, что атомы галогенов имеют разное количество электронных уровней, их количество увеличивается от фтора к астату.
F +9 )2)7
Cl +17 )2)8)7
Br +35 )2)8)18)7
I +53 )2)8)18)18)7
At +85 )2)8)18)32)18)7
3. Определите степени окисления элементов в следующих соединениях: Cl2O; HClO; Cl2O7; HClO4; KClO3; F2O; HBr; I2; Na5IO6. Объясните причину многообразия степени окисления у хлора, брома и иода.
Ответ:
`overset(+1)(Cl)_2overset(-2)(O)`, `overset(+1)(H)overset(+1)(Cl)overset(" "-2)(O)`, `overset(+7)(Cl)_2overset(" "-2)(O)_7`, `overset(+1)(H)overset(+7)(Cl)overset(-2)(O)_4`, `overset(+1)(K)overset(+5)(Cl)overset(-2)(O)_3`, `overset(-1)(F)_2overset(+2)(O)`, `overset(+1)(H)overset(" "-1)(Br)`, `overset(0)(I)_2`, `overset(+1)(Na)_5overset(+7)(I)overset(" "-2)(O)_6`.
4. Каким образом в растворе иодида калия можно обнаружить присутствие свободного иода?
Ответ:
Свободный йод можно обнаружить с помощью крахмала по синему окрашиванию, исчезающему при нагревании и вновь появляющемуся при охлаждении раствора. Анионы иода I- такого окрашивания не дают.
5. В лаборатории хлор получают взаимодействием концентрированной соляной кислоты и оксида марганца (IV): HCl + MnO2 ⟶ Cl2 + MnCl2 + H2O. Расставьте коэффициенты в уравнении этой реакции, укажите окислитель и восстановитель и рассчитайте объём выделившегося хлора при вступлении в реакцию 3 моль оксида марганца (IV).
Ответ:
4HCl + MnO2 ⟶ Cl2 + MnCl2 + 2H2O
2Cl- - 2ē ⟶ Cl20 |2| 2 |1 восстановитель (окисление) Mn+4 + 2ē ⟶ Mn+2 |2| |1 окислитель (восстановление) Дано:
`n(MnO_2) = 3" моль"`
`V(Cl_2) = ?`
Решение
`4HCl + MnO_2 ⟶ Cl_2"↑" + MnCl_2 + 2H_2O`
`n(Cl_2) = n(MnO_2) = 3" моль"`
`V(Cl_2) = n(Cl_2)*V_m = 3*22.4 = 67.2 л`
Ответ: `V(Cl_2) = 67.2 л`.
6. Для отбеливания тканей и бумаги К. Бертолле в 1788 г. впервые применил "жавелевую воду", которая образуется при пропускании хлора через холодный раствор щёлочи. Составьте уравнение этой реакции. За основу возьмите реакцию хлора с водой.
Ответ:
2KOH + Cl2 ⟶ KCl + KClO + H2O
7. Ca(ClO)2 – гипохлорит кальция – входит в состав хлорной извести, используемой в качестве дезинфицирующего средства. Эту соль получают взаимодействием хлора с гидроксидом кальция. Запишите уравнение химической реакции.
Ответ:
2Ca(OH)2 + 2Cl2 = Ca(ClO)2 + CaCl2 + 2H2O
Лабораторные опыты
1. В пробирку со свежеприготовленной хлорной водой опустите синюю лакмусовую бумажку и предварительно окрашенную фиолетовыми чернилами хлопчатобумажную тряпочку. Наблюдайте, что произойдёт. Сделайте вывод.
2. Прилейте к растворам бромида и иодида калия хлорную воду, а к раствору иодида калия – бромную воду. Что наблюдаете? Как обнаруживаются свободный бром и йод?
Ответ:
1.
При опускании лакмусовой бумажки в пробирку со свежеприготовленной хлорной водой, сначала наблюдается её покраснение, а потом обесцвечивание.
Cl2 + H2O = HCl + HClO
HClO = HCl + [O]
Вывод: хлорная вода имеет кислую среду, и обладает отбеливающими свойствами.2.
При добавлении хлорной воды к раствору бромида калия наблюдается окрашивание раствора в желтый цвет:
2KBr + Cl2 = 2KCl + Br2.При добавлении хлорной воды к раствору иодида калия наблюдается окрашивание раствора в коричневый цвет:
2KI + Cl2 = 2KCl + I2.При добавлении бромной воды к раствору иодида калия наблюдается окрашивание раствора в коричневый цвет:
2KI + Br2 = 2KBr + I2.Свободный йод можно обнаружить с помощью крахмала по синему окрашиванию.
§18
-
§18. Хлороводород, соляная кислота и их свойства.
1. Почему при получении соляной кислоты в лаборатории важно, чтобы конец газоотводной трубки не касался поверхности воды?
Ответ:
Вследствие большой растворимости хлороводорода газоотводная трубка не должна быть погружена вводу. Иначе вода может втянуться в пробирку, где находится концентрированная серная кислота.
2. Почему для получения хлороводорода в лаборатории используют кристаллический хлорид натрия (поваренную соль) и концентрированную серную кислоту?
Ответ:
Для получения хлороводорода в лаборатории используют кристаллический хлорид натрия и концентрированную серную кислоту, потому что хлороводород обладает большой растворимостью в воде.
3. В начале XIX в. при производстве сульфата натрия использовали концентрированную серную кислоту и поваренную соль. Растительность вокруг таких заводов гибла, металлические конструкции портились. Объясните происходящие явления и предложите способы улавливания газообразного продукта.
Ответ:
При производстве сульфата натрия из концентрированной серной кислоты и поваренной соли образуется газообразный хлороводород:
2NaCl(к) + H2SO4(конц.) = Na2SO4 + 2HCl↑Хлороводород растворяясь во влаге воздуха образовывал соляную кислоту, которая разъедала растительность и металлические конструкции:
Fe + 2HCl = FeCl2 + H2↑Улавливать хлороводород можно с помощью пропускания его через воду, т. к. он обладает хорошей растворимостью в воде.
4. Запишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить ряд превращений:
a) Cl2 свет ⟶ HCl ⟶ MgCl2 ⟶ AgCl
б) HBr ⟶ KBr ⟶ Br2 ⟶ AlBr3
в) CaF2 ⟶ HF ⟶ NaFОтвет:
a)
Cl2 + H2O свет ⟶ HCl + HClO
2HCl + Mg(OH)2 ⟶ MgCl2 + 2H2O
MgCl2 + 2AgNO3 ⟶ Mg(NO3)2 + 2AgCl↓
б)
HBr + KOH ⟶ KBr + H2O
2KBr + Cl2 ⟶ 2KCl + Br2
3Br2 + 2Al ⟶ 2AlBr3
в)
CaF2(к) + H2SO4(конц.) t ⟶ CaSO4 + 2HF↑
HF + NaOH ⟶ NaF + H2O
5. Определите объём образовавшегося хлороводорода при взрыве смеси, состоящей из 4 мл хлора и достаточного количества водорода.
Дано:
`V(Cl_2) = 4" мл"`
`V(HCl) = ?`
Решение
`H_2 + Cl_2 = 2HCl`
`V(HCl) = 2*V(Cl_2) = 2*4 = 8" мл"`
Ответ: `V(HCl) = 8" мл"`.
6. Какой объём газа (н. у.) выделится при взаимодействии 1,12 г железа с соляной кислотой?
Дано:
`m(Fe) = 1.12 г`
`V(H_2) = ?`
Решение
`Fe + 2HCl = FeCl_2 + H_2"↑"`
`n(Fe) = (m(Fe))/(M(Fe)) = 1.12/56 = 0.02" моль"`
`n(H_2) = n(Fe) = 0.02" моль"`
`V(H_2) = n(H_2)*V_m = 0.02*22.4 = 0.448 л`
Ответ: `V(H_2) = 0.448 л`.
7. С какими из перечисленных веществ будет реагировать соляная кислота: Zn, Cu(OH)2, Al2O3, H2O, NaOH, Ag? Напишите уравнения осуществимых реакций.
Ответ:
Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2↑
Cu(OH)2 + 2HCl = CuCl2 + 2H2O
Al2O3 + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2O
NaOH + HCl = NaCl + H2O
§19
-
Глава 6. Подгруппа кислорода и её типичные представители.
§19. Общая характеристика элементов подгруппы кислорода и их простых веществ.
1. Какие элементы относят к VIA-группе, какие из них халькогены и почему их так называют?
Ответ:
В VIA-группу входят: кислород O, сера S, селен Se, теллур Te, полоний Po.
Все элементы VIA-группы принято называть халькогенами.
Слово "халькогены" в переводе с греческого означает "руды рождающие", как правило в состав руд входит 1 или более элементов VIA-группы, поэтому их так называют.
2. Дайте сравнительную характеристику халькогенов и галогенов и укажите на закономерности изменения их свойств в подгруппе.
Ответ:
Халькогены располагаются в VIА-группе, а галогены VIIА-группе.
У халькогенов на внешнем энергетическом уровне 6 электронов, а у галогенов 7 электронов.
В подгруппах халькогенов и галогенов сверху вниз увеличивается радиусы атомов, уменьшается электроотрицательность атомов, ослабевают неметаллические и усиливаются металлические свойства.
Халькогены образуют высшие оксиды состава RO3, а галогены R2O7.
С водородом халькогены образуют летучие водородные соединения состава H2R, а галогены HR.
3. В ряду
H2O ⟶ H2S ⟶ H2Se ⟶ H2Te
кислотные свойства
1) усиливаются
2) ослабевают
3) не изменяются
4) сначала ослабевают, затем усиливаются.Ответ:
В данном ряду кислотные свойства усиливаются, так как уменьшается полярность связи между атомом водорода и атомом халькогена, в следствии этого уменьшается и прочность связи H–Халькоген.
4. В ряду
SO3 ⟶ SeO3 ⟶ TeO3
кислотные свойства
1) усиливаются
2) ослабевают
3) не изменяются
4) сначала усиливаются, затем ослабевают.Ответ:
2) ослабевают
5. Составьте уравнения реакций серы, селена и теллура с кислородом и цинком. Дайте названия полученным веществам.
Ответ:
`S + O_2 = underset("оксид цинка (IV)")(SO_2)`
`S + Zn = underset("сульфид цинка")(ZnS)`
`Se + O_2 = underset("оксид селена (IV)")(SeO_2)`
`Se + Zn = underset("селенид цинка")(ZnSe)`
`Te + O_2 = underset("оксид теллура (IV)")(TeO_2)`
`Te + Zn = underset("теллурид цинка")(ZnTe)`
6. Используя знания о проводниках, полупроводниках и диэлектриках, объясните, почему электропроводность полупроводников селена и теллура увеличивается при их нагревании и освещении.
Ответ:
С ростом температуры в полупроводнике увеличивается число свободных электронов, чем больше свободных электронов, тем больше электропроводность.
§20
-
§20. Кислород. Озон.
1. Чем отличается элемент кислород от других элементов VIA-группы?
Ответ:
Элемент кислород отличается от других элементов VIA-группы тем, что он имеет минимальное количество электронных оболочек, соответственно атом кислород обладает наименьшим радиусом среди атомов элементов VIA-группы.
2. Чем обусловлена высокая окислительная способность кислорода?
Ответ:
Высокая окислительная способность кислорода обусловлена тем, что на внешнем уровне он содержит 6 электронов, имеет всего 2 электронные оболочки, соответственно его атомы обладают малым радиусом, поэтому является одним из самых электроотрицательных элементов, более электроотрицательный только фтор.
3. Почему озон лучше кислорода растворяется в воде? Объясните причину.
Ответ:
Молекула кислорода является неполярной молекулой.
Молекула озона имеет угловое строение, поэтому атомы кислорода, которые находятся на концах молекулы, оттягиваю электронную плотность от центрального атома кислорода. Таким образом молекула озона является полярной молекулой, поэтому растворимость озона O3 в воде выше, чем у кислорода O2.
4. Составьте схему строения и укажите свойства пероксида водорода.
Ответ:
Схема строения пероксида водорода:
H–O–O–HПероксида водорода самопроизвольно разлагается:
2H2O2 = 2H2O + O2↑Пероксид водорода обладает как окислительными, так восстановительными свойствами, так кислород имеет промежуточную степень окисления -1.
5. Охарактеризуйте горение красного фосфора в кислороде, запишите термохимическое уравнение этой реакции и вычислите массовую долю кислорода в составе продукта этой реакции.
Ответ:
Красный фосфор в кислороде горит ярким пламенем, при этом фосфор окисляется до своей максимальной степени окисления +5:
4P(к) + 5O2(г) = 2P2O5(к) + QДано:
`P_2O_5`
`ω(O) = ?`
Решение
`ω(O) = (100*5*A_r(O))/(M_r(P_2O_5)) = (100*5*16)/142 = 56.34%`
Ответ: `ω(O) = 56.34%`.
6. В кислороде, полученном при нагревании 20 г перманганата калия, сожгли 1,2 г угля. Какова массовая доля (в %) перманганата калия, который подвергся разложению?
Дано:
`m(KMnO_4) = 20 г`
`m(C) = 1.2 г`
`ω_"разл."(KMnO_4) = ?`
Решение
`2KMnO_4 overset(t)(=) K_2MnO_4 + MnO_2 + O_2"↑"`
`C + O_2 = CO_2`
`n(C) = (m(C))/(M(C)) = 1.2/12 = 0.1" моль"`
`n(O_2) = n(C) = 0.1" моль"`
`n_"разл."(KMnO_4) = 2*n(O_2) = 2*0.1 = 0.2" моль"`
`m_"разл."(KMnO_4) = n_"разл."(KMnO_4)*M(KMnO_4) = 0.2*158 = 31.6 г`
`ω_"разл."(KMnO_4) = (100*m_"разл."(KMnO_4))/(m(KMnO_4))`
Ответ: в условии задачи ошибка, разложилось 31.6 г перманганата калия, а дано 20 г.
§21
-
§21. Сера как простое вещество. Аллотропия и свойства серы.
1. В каком виде сера встречается в природе?
Ответ:
Сера встречается в природе как в виде простого вещества (самородная сера), так и в виде соединений (сульфиды и сульфаты).
2. Какие аллотропные модификации серы вы знаете и чем они отличаются друг от друга?
Ответ:
Сера в свободном виде образует две относительно устойчивые аллотропные модификации: ромбическую и моноклинную. Они отличаются формой кристалла, ромбическая сера имеет октаэдрическую форму, а моноклинная – призматическую.
3. Объясните, почему сера в соединениях с металлами проявляет степень окисления -2, а в соединениях с кислородом и галогенами +4 и +6.
Ответ:
Сера, по сравнению с металлами, более электроотрицательный элемент, поэтому в соединениях с металлами она проявляет степень окисления -2.
Сера, по сравнению с кислородом и галогенами, менее электроотрицательный элемент, поэтому в соединениях с ними она проявляет степень окисления +4 и +6.
4. Какой объём воздуха расходуется на сжигание 4 г серы? (Объёмное содержание кислорода в воздухе примерно 20%).
Дано:
`m(S) = 4 г`
`φ(O_2) = 20%`
`V("воздуха") = ?`
Решение
`S + O_2 = SO_2`
`n(S) = (m(S))/(M(S)) = 4/32 = 0.125" моль"`
`n(O_2) = n(S) = 0.125" моль"`
`V(O_2) = n(O_2)*V_m = 0.125*22.4 = 2.8 л`
`V("воздуха") = (100*V(O_2))/(φ(O_2)) = (100*2.8)/20 = 14 л`
Ответ: `V("воздуха") = 14 л`.
5. Как изменяются окислительные и восстановительные свойства серы в соединениях: H2S, S, SO2, SO3? Назовите из этих веществ наиболее сильный окислитель и восстановитель.
Ответ:
H2S – проявляет сильные восстановительные свойства, так как сера в данном соединении имеет минимальную степень окисления -2, т. е. она уже не способна принимать электроны.
S – проявляет как окислительные, так и восстановительные свойства, так как сера в данном соединении имеет промежуточную степень окисления 0, т. е. она может как принимать, так и отдавать электроны.
SO2 – проявляет как окислительные, так и восстановительные свойства, так как сера в данном соединении имеет промежуточную степень окисления +4, т. е. она может как принимать, так и отдавать электроны.
SO3 – проявляет сильные окислительные свойства, так как сера в данном соединении имеет максимальную степень окисления +6, т. е. она уже не способна отдавать электроны.
6. При образовании 1 моль оксида серы (IV) из простых веществ выделяется 332,8 кДж. Определите количество теплоты, выделяющееся при сгорании 1 г серы.
Дано:
`n_1(SO_2) = 1" моль"`
`Q_1 = 332.8" кДж"`
`m_2(S) = 1 г`
`Q_2 = ?`
Решение
`S + O_2 = SO_2`
`n_2(S) = (m_2(S))/(M(S)) = 1/32 = 0.03125" моль"`
`Q_2 = (n_2(S)*Q_1)/(n_1(SO_2)) = (0.03125*332.8)/1 = 10.4" кДж"`
Ответ: `Q_2 = 10.4" кДж"`.
§22
-
§22. Сероводород. Сульфиды.
1. Дайте общую характеристику строения молекулы сероводорода и его физических свойств.
Ответ:
В составе сероводорода H2S два элемента-неметалла – водород и сера, атомы которых связаны ковалентными связями. Молекула сероводорода по своему строению напоминает молекулу воды: она также имеет угловое строение и полярна. В молекуле сероводорода связи S–H длиной 0,135 нм образуют валентный угол, близкий к прямому – 92°.
Сероводород при нормальных условиях представляет собой бесцветный газ, тяжелее воздуха, с неприятным запахом тухлых яиц, очень ядовит. Он имеет невысокую растворимость в воде по сравнению с хлороводородом, поскольку его молекулы менее полярны, чем молекулы воды.
2. Сравните строение водородных соединений кислорода и серы.
Ответ:
Молекула сероводорода по своему строению напоминает молекулу воды: она также имеет угловое строение и полярна. В молекуле сероводорода связи S–H длиной 0,135 нм образуют валентный угол, близкий к прямому — 92°, а в молекуле воды он составляет около 105°.
В связи H–O в молекуле воды разность ОЭО водорода и кислорода составляет 3,5-2,1=1,4; в связи H–S в молекуле сероводорода разность значений ОЭО водорода и серы составляет 2,5–2,1=0,4. Это свидетельствует о том, что степень полярности связей H–S намного ниже, чем H–O. Полярность молекулы сероводорода также меньше, чем полярность молекулы воды.
3. Приведите примеры реакций, характеризующих сероводород как восстановитель.
Ответ:
`2H_2overset(-2)(S) + 3O_2 = 2H_2O + 2overset(+4)(S)O_2"↑"`
`H_2overset(-2)(S) + Br_2 = overset(0)(S) + 2HBr`
4. Перечислите свойства сероводородной кислоты. Чем объяснить её способность образовывать соли разного состава: сульфиды и гидросульфиды? Запишите формулы этих солей.
Ответ:
Сероводородная кислота является двухосновной кислотой, поэтому она способна образовывать сульфиды (например, Na2S) и гидросульфиды (например, NaHS).
5. Как можно распознать сероводородную кислоту и её растворимые соли?
Ответ:
Распознать сероводородную кислоту и её растворимые соли можно с помощью раствора сульфата меди (II) (или другой растворимой соли меди (II)), при их взаимодействии происходит изменение окраски раствора и выпадение тёмного осадка сульфида меди CuS:
H2S + CuSO4 = H2SO4 + CuS↓
Na2S + CuSO4 = Na2SO4 + CuS↓6. Какой объём сероводорода (при н. у.) потребуется для осаждения из раствора соли 119,5 г сульфида свинца?
Ответ:
Дано:
`m(PbS) = 119.5 г`
`V(H_2S) = ?`
Решение
`Pb^(2+) + H_2S = 2H^(+) + PbS"↓"`
`n(PbS) = (m(PbS))/(M_r(PbS)) = 119.5/239 = 0.5" моль"`
`n(H_2S) = n(PbS) = 0.5" моль"`
`V(H_2S) = n(H_2S)*V_m = 0.5*22.4 = 11.2 л`
Ответ: `V(H_2S) = 11.2 л`.
7. Определите (в %) объёмный состав смеси сероводорода и кислорода, если при её сжигании было получено 200 мл сернистого газа SO2, а 40 мл кислорода не вступило в реакцию.
Ответ:
Дано:
`V(SO_2) = 200" мл"`
`V_"изб."(O_2) = 40" мл"`
`φ(H_2S) = ?`
`φ(O_2) = ?`
Решение
`2H_2S + 3O_2 = 2H_2O + 2SO_2`
`V(H_2S) = V(SO_2) = 200" мл"`
`V_"прореаг."(O_2) = (3*V(SO_2))/2 = (3*200)/2 = 300" мл"`
`V(O_2) = V_"изб."(O_2) + V_"прореаг."(O_2) = 40 + 300 = 340" мл"`
`V_"общ." = V(H_2S) + V(O_2) = 200 + 340 = 540" мл"`
`φ(H_2S) = (100*V(H_2S))/(V_"общ.") = (100*200)/540 = 37.04%`
`φ(O_2) = (100*V(O_2))/(V_"общ.") = (100*340)/540 = 62.96%`
Ответ: `φ(H_2S) = 37.04%`, `φ(O_2) = 62.96%`.
§23
-
§23. Кислородсодержащие соединения серы (IV).
1. Вычислите относительную плотность оксида серы (IV) по водороду, воздуху и кислороду.
Ответ:
Дано:
`SO_2`
`D_(H_2)(SO_2) = ?`
`D_"возд."(SO_2) = ?`
`D_(O_2)(SO_2) = ?`
Решение
`D_(H_2)(SO_2) = (M(SO_2))/(M(H_2)) = 64/2 = 32`
`D_"возд."(SO_2) = (M(SO_2))/(M("воздуха")) = 64/29 = 2.21`
`D_(O_2)(SO_2) = (M(SO_2))/(M(O_2)) = 64/32 = 2`
Ответ: `D_(H_2)(SO_2) = 32`, `D_"возд."(SO_2) = 2.21`, `D_(O_2)(SO_2) = 2`.
2. Дайте краткую характеристику сернистого ангидрида и сернистой кислоты. Какие группы их общих свойств и реакций можно выделить?
Ответ:
Оксид серы (IV) SO2 – бесцветный газ с резким запахом, при –10°С сгущается в бесцветную жидкость. Сернистый газ почти вдвое тяжелее воздуха, ядовит. Хорошо растворяется в воде, образуя сернистую кислоту.
Сернистая кислота – неустойчивое соединение, легко распадающееся при обычных условиях на сернистый газ и воду, поэтому существует только в водных растворах. Основная масса растворённого SO2 находится в гидратированной форме SO2·nH2O.
3. Дайте сравнительную характеристику сероводородной и сернистой кислот. Что общего и какие различия в свойствах они имеют?
Ответ:
Сероводородная кислота Сернистая кислота Формула H2S H2SO3 Основность кислоты Двухосновная Двухосновная Содержание кислорода Бескислородная Кислородсодержащая Сила кислоты Слабая Слабая Устойчивость Устойчивая Неустойчивая (существует только в водных растворах) Растворимость в воде Растворимая Растворимая Химические свойства Проявляет все общие свойства кислот.
В окислительно-восстановительных реакциях проявляет только восстановительные свойства, так как атом серы находится в минимальной степени окисления -2.Проявляет все общие свойства кислот.
В окислительно-восстановительных реакциях проявляет как восстановительные, так и окислительные свойства, так как атом серы находится в промежуточной степени окисления +4.4. Какие свойства проявляет сернистая кислота в окислительно-восстановительных реакциях при взаимодействии с кальцием, сероводородом, иодом? Запишите уравнения возможных реакций и укажите функции сернистой кислоты в них.
Ответ:
`Ca + underset("окислитель")(overset(+1)(H)_2SO_3) = CaSO_3 + overset(0)(H)_2"↑"`
`2H_2S + underset("окислитель")(H_2overset(+4)(S)O_3) = 3H_2O + 3overset(0)(S)"↓"`
`I_2 + underset("восстановитель")(H_2overset(+4)(S)O_3) + H_2O = H_2overset(+6)(S)O_4 + 2HI`
5. С помощью каких реакций можно осуществить превращения:
S ⟶ H2S ⟶ S ⟶ SO2 ⟶ Na2SO3 ⟶ SO2 ⟶ SO3?
Запишите уравнения реакций и укажите условия их протекания.Ответ:
S + H2 t ⟶ H2S
2H2S + H2SO3 ⟶ 3H2O + 3S↓
S + O2 ⟶ SO2
SO2 + 2NaOH ⟶ Na2SO3 + H2O
Na2SO3 + H2SO4 t ⟶ Na2SO4 + H2O + SO2↑
2SO2 + O2 t, p, кат. ⟶ 2SO3
6. В лаборатории диоксид серы получают действием на соответствующие соли (например, на Na2SO3) концентрированной серной кислотой. Запишите уравнения реакций, предложите прибор для получения этого вещества, исходя из особенностей реагентов и условий протекания реакции, дайте его описание, рисунок и обоснование конструкции.
Ответ:
Na2SO3 + H2SO4 = Na2SO4 + H2O + SO2↑
Для получения диоксид серы данным способом можно использовать аппарат Киппа. §24
-
§24. Кислородсодержащие соединения серы (VI).
1. Дайте характеристику строения и свойств оксида серы (VI).
Ответ:
Молекулы оксида серы (VI) имеют форму равностороннего треугольника, в центре которого – предельно окисленный атом серы, а в вершинах – атомы кислорода. Все четыре атома, составляющие молекулу SO3, расположены в одной плоскости, а валентные углы между ними равны 120°.
2. Охарактеризуйте серную кислоту как электролит, запишите уравнения диссоциации серной кислоты и раскройте их суть.
Ответ:
Серная кислота является сильным электролитом, она ступенчато диссоциирует на ионы, при этом степень диссоциации по первой ступени намного выше, чем по второй.
H2SO4 ⟶ H+ + HSO4-
HSO4- ⇄ H+ + SO42-3. Опишите физические свойства и окислительные способности концентрированной серной кислоты. Дайте им научное обоснование. Составьте уравнения реакций концентрированной серной кислоты с магнием и ртутью и схемы их электронного баланса. Почему в этих реакциях образуются разные продукты?
Ответ:
Физические свойства. Безводная серная кислота – тяжёлая бесцветная маслянистая жидкость, растворяющаяся в воде в любых соотношениях. Она гигроскопична, нелетуча, без запаха, не проводит электрический ток. При 10,3°C она затвердевает, образуя кристаллы, похожие на лёд. Серная кислота кипит при 296°C с разложением.
Сильные окислительные свойства, обусловленные высокоокисленным атомом серы (+6) в составе молекулы. Она окисляет простые (неметаллы, металлы) и сложные вещества.
4Mg + 5H2SO4 ⟶ 4MgSO4 + H2S↑ + 4H2O
Mg0 - 2ē ⟶ Mg+2 |2| 8 |4 восстановитель (окисление) S+6 + 8ē ⟶ S-2 |8| |1 окислитель (восстановление) Hg + 2H2SO4 ⟶ HgSO4 + SO2↑ + 2H2O
Hg0 - 2ē ⟶ Hg+2 |2| 2 |1 восстановитель (окисление) S+6 + 2ē ⟶ S+4 |2| |1 окислитель (восстановление) Взаимодействуя с активными металлами, сера восстанавливается до атомов в степени окисления -2. С металлами средней активности сера восстанавливается до атомов в степени окисления +4 и 0.
4. При взаимодействии раствора серной кислоты массой 32 г с избытком раствора нитрата бария выделился нерастворимый в воде и кислотах осадок массой 11,4 г. Определите массовую долю серной кислоты в исходном растворе.
Ответ:
Дано:
`m("р-ра "H_2SO_4) = 32 г`
`m(BaSO_4) = 11.4 г`
`ω(H_2SO_4) = ?`
Решение
`H_2SO_4 + Ba(NO_3)_2 = 2HNO_3 + BaSO_4"↓"`
`n(BaSO_4) = (m(BaSO_4))/(M(BaSO_4)) = 11.4/233 = 0.0489" моль"`
`n(H_2SO_4) = n(BaSO_4) = 0.0489" моль"`
`m(H_2SO_4) = n(H_2SO_4)*M(H_2SO_4) = 0.0489*98 = 4.79 г`
`ω(H_2SO_4) = (100*m(H_2SO_4))/(m("р-ра "H_2SO_4)) = (100*4.79)/32 = 15%`
Ответ: `ω(H_2SO_4) = 15%`.
5. Чему равен объём (л), который занимает 8,0 г оксида серы (IV) при н. у.:
1) 2,8; 2) 5,6; 3) 11,2; 4) 22,4?Ответ:
Дано:
`m(SO_2) = 8 г`
`V(SO_2) = ?`
Решение
`n(SO_2) = (m(SO_2))/(M(SO_2)) = 8/64 = 0.125" моль"`
`V(SO_2) = n(SO_2)*V_m = 0.125*22.4 = 2.8 л`
Ответ: `V(SO_2) = 2.8 л`.
6. --
Ответ:
--
7. Что можно сказать о гигроскопичности концентрированной серной кислоты и какие меры предосторожности следует соблюдать при разведении её водой?
Ответ:
Гигроскопичность концентрированной серной кислоты означает, что она активно притягивает и взаимодействует с водой, образуя гидраты. При разведении серной кислоты в воде следует соблюдать определенные меры предосторожности:
1. Серную кислоту нужно добавлять в воду, а не наоборот, чтобы избежать сильного разбрызгивания и опасности для безопасности.
2. Разбавление серной кислоты должно происходить медленно и осторожно, тонкой струйкой.
3. Рекомендуется использовать защитные очки, перчатки и фартук при работе с концентрированной серной кислотой, чтобы предотвратить попадание раствора на кожу или в глаза.
4. Разведение серной кислоты следует проводить в хорошо проветриваемом помещении или под вытяжным шкафом, чтобы избежать ингаляции паров и обеспечить безопасность.
5. В случае разлива или контакта с кожей или глазами следует немедленно промыть область большим количеством воды и обратиться за медицинской помощью. §25
-
Глава 7. Подгруппа азота и её типичные представители.
§25. Общая характеристика элементов подгруппы азота.
1. Каково распространение элементов VA-группы в природе?
Ответ:
Элементы VA-группы включают азот (N), фосфор (P), мышьяк (As), сурьму (Sb) и висмут (Bi).
Азот является наиболее распространенным элементом VA-группы и составляет около 78% объема атмосферы Земли. Он также встречается в виде нитратов и аммиака в почве и воде.
Фосфор встречается в природе в виде минералов, таких как апатит, фосфатные руды и органические соединения. Он также является необходимым элементом для растений и животных.
Мышьяк, сурьма и висмут встречаются в природе гораздо реже. Они обычно находятся в виде сульфидных руд, таких как реалгар, орпимент и бисмутинит. Эти элементы могут быть найдены в некоторых горных областях и рудных месторождениях.
В целом, азот и фосфор более широко распространены и имеют большую роль в биологических процессах, в то время как мышьяк, сурьма и висмут встречаются в меньших количествах и имеют более ограниченное значение в природе.
2. В чём различия внешних электронных слоёв атомов элементов VA-, VIA- и VIIA-групп и как это сказывается на проявляемых ими степенях окисления?
Ответ:
Атомы элементов VА-группы во внешнем электронном слое имеют пять электронов, атомы элементов VIA-группы – шесть электронов, атомы элементов VIIA-группы – семь электронов.
Минимальная степень окисления Максимальная степень окисления VA-группа -3 +5 VIA-группа -2 +6 VIIA-группа -1 +7 3. Природный азот состоит из изотопов азот-14 и азот-15, а висмут – из единственного изотопа висмут-209. Определите состав ядер этих изотопов.
Ответ:
`""_1^1p` `""_0^1n` `ē` `""_7^14N` 7 7 7 `""_7^15N` 7 8 7 `""_83^209Bi` 83 126 83 4. Определите степени окисления и вычислите массовые доли азота в следующих кислородсодержащих соединениях: NO, NO2, HNO3.
Ответ:
Дано:
`overset(+2)(N)O`
`overset(+4)(N)O_2`
`Hoverset(+5)(N)O_3`
`ω(N) = ?`
Решение
`ω_(NO)(N) = (100*A_r(N))/(M_r(NO)) = (100*14)/30 = 46.7%`
`ω_(NO_2)(N) = (100*A_r(N))/(M_r(NO_2)) = (100*14)/46 = 30.4%`
`ω_(HNO_3)(N) = (100*A_r(N))/(M_r(HNO_3)) = (100*14)/63 = 22.2%`
Ответ: `ω_(NO)(N) = 46.7%`, `ω_(NO_2)(N) = 30.4%`, `ω_(HNO_3)(N) = 22.2%`.
5. В чём сходство и различия в изменении свойств водородных соединений элементов подгруппы азота по сравнению с подгруппами кислорода и галогенов? Приведите примеры и укажите причину.
Ответ:
Сходство между водородными соединениями элементов подгруппы азота, кислорода и галогенов заключается в том, что они все являются кислотообразующими соединениями. Они могут образовывать кислоты при реакции с водой или другими щелочными соединениями.
Однако есть и различия в изменении свойств этих водородных соединений. Водородные соединения элементов подгруппы азота проявляют более сильные восстановительные свойства по сравнению с водородными соединениями элементов подгрупп кислорода и галогенов. Это связано с тем, что у атомов элементов подгруппы азота на внешнем слое находятся только 5 электронов, что позволяет им легко принять еще 3 электрона и образовать отрицательный ион. В результате этого аммиак (NH3) проявляет сильные восстановительные свойства.
Напротив, у атомов элементов подгрупп кислорода и галогенов на внешнем слое находятся уже 6 или 7 электронов соответственно, что делает их менее способными принять дополнительные электроны и проявить восстановительные свойства. Например, фтороводород (HF) не проявляет восстановительных свойств из-за наличия полностью заполненной внешней оболочки.
§26
-
§26. Азот как элемент и как простое вещество.==
1. Рассчитайте относительную плотность молекулярного азота по воздуху.
Ответ:
`D_("возд.")(N_2) = (M(N_2))/(M("возд.")) = 28/29 = 0.966`
2. Напишите уравнения реакций взаимодействия азота: а) с алюминием; б) с кислородом. Укажите его функцию в этих процессах.
Ответ:
`2Al + underset("окислитель")(overset(0)(N)_2) = 2Aloverset(-3)(N)`
`underset("восстановитель")(overset(0)(N)_2) + O_2 = 2overset(+2)(N)O`
3. Почему реакционная способность атома и молекулы азота различна?
Ответ:
При образовании молекулы азота:
N + N ⟶ N≡N + 942 кДж
одиночные атомы связываются за счёт спаривания трёх неспаренных электронов от каждого из атомов азота. Это приводит к образованию устойчивой восьмиэлектронной конфигурации в молекуле азота, связи между атомами азота. Связь в молекуле N2 ковалентная неполярная, тройная, очень прочная (Eсв = 942 кДж/моль). Для того чтобы разорвать связи атомов в одном моле молекул, потребуется затратить также 942 кДж. Именно этим объясняется инертность молекулярного азота.4. Отрицательную степень окисления азот проявляет в соединении:
1) N2O; 2) NO; 3) Ca3N2; 4) NO2.Ответ:
`Ca_3overset(-3)(N)_2`
5. Раскройте окислительно-восстановительную сущность и характер реакции: N2 + H2 ⇄ NH3. Расставьте коэффициенты методом электронного баланса.
Ответ:
N2 + 3H2 ⇄ 2NH3
H20 - 2ē ⟶ 2H+ |2| 6 |3 восстановитель (окисление) N20 + 6ē ⟶ 2N-3 |6| |1 окислитель (восстановление) 6. С помощью компьютера составьте схему применения азота на основании его свойств.
Ответ:
В промышленности азот получают из воздуха, используя различие в температурах кипения азота и кислорода. Азот широко применяют в химической промышленности для получения аммиака. В электротехнике и других отраслях промышленности он используется как инертная среда, например для заполнения электрических лампочек, при перекачке горючих жидкостей, сушке взрывчатых веществ и т. д. Применение азота предопределено его свойствами, в частности его химической инертностью.
7. В каком из следующих веществ: CO(NH2)2 (мочевина), NH4NO3 (нитрат аммония) или NH4NO2 (нитрит аммония) – массовая доля азота максимальна?
Ответ:
Дано:
`CO(NH_2)_2`
`NH_4NO_3`
`NH_4NO_2`
`ω_("max")(N) = ?`
Решение
`ω_(CO(NH_2)_2)(N) = (100*2*A_r(N))/(M_r(CO(NH_2)_2)) = (100*2*14)/60 = 46.67%`
`ω_(NH_4NO_3)(N) = (100*2*A_r(N))/(M_r(NH_4NO_3)) = (100*2*14)/80 = 35%`
`ω_(NH_4NO_2)(N) = (100*2*A_r(N))/(M_r(NH_4NO_2)) = (100*2*14)/64 = 43.75%`
Ответ: в мочевине наибольшая массовая доля азота `ω_(CO(NH_2)_2)(N) = 46.67%`.
§27
-
§27. Аммиак.
1. Каково строение молекулы аммиака и как оно предопределяет его физические и химические свойства?
Ответ:
Молекула аммиака образуется за счёт ковалентных связей трёх неспаренных электронов атома азота с тремя электронами атомов водорода. Вследствие разницы значений ОЭО атомов азота и водорода, а также благодаря наличию неподелённой электронной пары на атоме азота связи N–H полярны. Общие электронные пары смещены к атому азота, как к более электроотрицательному. Три атома водорода присоединяются к атому азота так, что их связи образуют углы около 100°, т. е. молекула аммиака имеет пирамидальную форму. Молекула аммиака сильно полярна.
Аммиак прекрасно растворяется в воде вследствие своей полярности (в одном объёме воды растворяется 700 объёмов аммиака), а также благодаря образованию водородных связей между молекулами аммиака и воды.
2. Изобразите схему образования иона аммония и объясните его механизм.
Ответ:
H H
.. ..
H : N : + ☐ H+ → [H : N : H]+
.. ..
H Hаммиак катион катион
водорода аммония3. Как объяснить хорошую растворимость аммиака в воде? Какие процессы при этом происходят? Запишите уравнения реакций.
Ответ:
Аммиак прекрасно растворяется в воде вследствие своей полярности (в одном объёме воды растворяется 700 объёмов аммиака), а также благодаря образованию водородных связей между молекулами аммиака и воды.
За счёт неподелённой пары электронов атома азота молекулы аммиака устанавливают прочную ковалентную связь с ионом водорода молекулы воды по донорно-акцепторному механизму с образованием катиона аммония NH4+:
H H
.. ..
H : N : + ☐ H+ → [H : N : H]+
.. ..
H Hаммиак катион катион
водорода аммонияВ водном растворе ион аммония играет роль катиона, а гидроксид-ион воды создаёт щелочную среду. Реакции аммиака с кислотами идут по такому же механизму, как и с H2O.
4. Как осуществить предложенные ниже превращения?
N2 ⇄ NH3 ⟶ NO
NH3 ⇄ NH4NO3
Напишите уравнения этих реакций и укажите их условия.Ответ:
`N_2 + 3H_2 overset("t, p, кат.")(⇄) 2NH_3`
`2NH_3 overset("t")(⟶) N_2 + 3H_2`
`4NH_3 + 5O_2 ⟶ 4NO + 6H_2O`
`NH_3 + HNO_3 ⟶ NH_4NO_3`
`NH_4NO_3 + NaOH overset("t")(⟶) NaNO_3 + NH_3"↑" + H_2O`
5. Соедините стрелками левую и правую части уравнений химических реакций, характеризующих свойства солей аммония.
1) (NH4)2CO3 ⟶
2) NH4Cl + H2SO4 ⟶
3) (NH4)2SO4 + KOH ⟶
4) (NH4)2SO4 + Ba(NO3)2 ⟶
А. NH3 + H2O + K2SO4
Б. NH4NO3 + BaSO4
В. (NH4)2SO4 + HCl
Г. NH3 + CO2
Д. NH3 + CO2 + H2OОтвет:
1) Д; 2) В; 3) А; 4) Б.
6. Почему аммиак с кислотами реагирует активнее, чем с водой? Запишите уравнения этих реакций и раскройте их смысл.
Ответ:
Вода слабо диссоциирует на протоны водорода и гидроксид анионы:
H2O ⇄ H+ + OH-
При растворении аммиака в воде, молекулы аммиака устанавливают прочную ковалентную связь с ионом водорода молекулы воды по донорно-акцепторному механизму с образованием катиона аммония:
NH3 + H+ ⇄ NH4+Реакции аммиака с кислотами идут по такому же механизму, как и с H2O, однако степень диссоциации растворимых кислот выше, чем у воды, поэтому аммиак с кислотами реагирует активнее, чем с водой.
7. Установите взаимосвязь свойств и применения солей аммония.
Ответ:
Нитрат аммония в смеси с сульфатом аммония используется как азотсодержащее удобрение (за счёт большой массовой доли азота).
Нитрат аммония является компонентом при производстве взрывчатых веществ – аммоналов (большой тепловой эффект реакции разложения нитрата аммония).
Хлорид аммония применяют при пайке и сварке металлов для очистки их поверхности (за счёт хлороводорода, выделяющегося при разложении нашатыря).
8. В каком объёме воздуха содержится количество азота, достаточное для получения 2 м3 аммиака (н. у.), если в реакцию с водородом вступает 20% азота?
Ответ:
Дано:
`V(NH_3) = 2 м^3`
`φ_"прореаг."(N_2) = 20%`
`φ(N_2) = 78%`
`V("возд.") = ?`
Решение
`N_2 + 3H_2 = 2NH_3`
`V_"прореаг."(NH_3) = (V(NH_3))/2 = 2/2 = 1 м^3`
`V(N_2) = (100*V_"прореаг."(NH_3))/(φ_"прореаг."(N_2)) = (100*1)/20 = 5 м^3`
`V("возд.") = (100*V(N_2))/(φ(N_2)) = (100*5)/78 = 6.41 м^3`
Ответ: `V("возд.") = 6.41 м^3`.
§28
-
§28. Оксиды азота.
1. Какие оксиды характерны для азота и какие степени окисления он в них проявляет?
Ответ:
Для азота известны оксиды, отвечающие всем его возможным положительным степеням окисления (+1, +2, +3, +4, +5): `overset(+1)(N)_2O`, `overset(+2)(N)O`, `overset(+3)(N)_2O_3`, `overset(+4)(N)O_2`, `overset(+4)(N)_2O_4`, `overset(+5)(N)_2O_5`.
2. Определите массовые доли азота в оксидах азота (II) и (IV).
Ответ:
Дано:
`NO`
`NO_2`
`ω(N) = ?`
Решение
`ω_(NO)(N) = (100*A_r(N))/(M_r(NO)) = (100*14)/30 = 46.7%`
`ω_(NO_2)(N) = (100*A_r(N))/(M_r(NO_2)) = (100*14)/46 = 30.4%`
Ответ: `ω_(NO)(N) = 46.7%`, `ω_(NO_2)(N) = 30.4%`.
3. Запишите уравнение и составьте схему электронного баланса реакции диоксида азота с водой.
Ответ:
2NO2 + H2O ⟶ HNO2 + HNO3
N+4 - 1ē ⟶ N+5 |1
N+4 + 1ē ⟶ N+3 |14. Дождевая вода в грозу содержит немного азотной кислоты. В результате каких процессов она образовалась? Ответ подтвердите уравнениями реакций.
Ответ:
N2 + O2 электрический разряд ⟶ 2NO
2NO + O2 ⟶ 2NO2
2NO2 + H2O ⟶ HNO2 + HNO3
5. Напишите уравнения реакций следующих превращений и укажите условия их протекания: NH3 ⟶ NH4Cl ⟶ NH3 ⟶ NO ⟶ NO2 ⟶ HNO3.
Ответ:
NH3 + HCl ⟶ NH4Cl
NH4Cl + NaOH t ⟶ NaCl + NH3↑ + H2O
4NH3 + 5O2 Pt, t ⟶ 4NO + 6H2O
2NO + O2 ⟶ 2NO2
2NO2 + H2O ⟶ HNO2 + HNO3
6. Чем объяснить, что внесённая в атмосферу диоксида азота тлеющая лучинка вспыхивает, как в чистом кислороде, и что диоксид серы может окисляться этим веществом? Дайте аргументированное объяснение этих явлений.
Ответ:
Диоксида азота обладает сильными окислительными свойствами, поэтому внесённая в атмосферу диоксида азота тлеющая лучинка вспыхивает, как в чистом кислороде, и диоксид серы может окисляться этим веществом:
NO2 + 2C ⟶ CO2 + N2
NO2 + SO2 ⟶ SO3 + NO7. Выберите правильный ответ. Оксид азота (IV) может взаимодействовать с
1) хлоридом натрия
2) кислородом
3) соляной кислотой
4) гидроксидом кальцияОтвет:
4) гидроксидом кальция
2Ca(OH)2 + 4NO2 ⟶ Ca(NO3)2 + Ca(NO2)2 + 2H2O §29
-
§29. Азотная кислота и её соли.
1. Охарактеризуйте физические свойства азотной кислоты и правила безопасного обращения с ней.
Ответ:
Физические свойства азотной кислоты
Чистая азотная кислота – бесцветная жидкость, дымящаяся на воздухе, с едким запахом. Концентрированная азотная кислота обычно окрашена в жёлтый цвет. Этот цвет ей придаёт оксид азота (IV), который образуется вследствие частичного разложения азотной кислоты. Плотность HNO3 равна 1,52 г/cм3, температура кипения 86°C, а при температуре -41,6°C она затвердевает в виде прозрачной кристаллической массы. Азотная кислота очень гигроскопична. Она растворяется в воде в любых соотношениях и в водном растворе является сильным электролитом.
Правила безопасного обращения с азотной кислотой
Обращаться с концентрированной азотной кислотой необходимо очень осторожно, избегая попадания её паров в дыхательные пути, а её капель - на кожу и одежду. Работают с концентрированной азотной кислотой обязательно в вытяжном шкафу.
2. Охарактеризуйте свойства нитратов как представителей класса солей. Раскройте их с позиции теории электролитов.
Ответ:
Нитраты – твёрдые кристаллические вещества, хорошо растворимые в воде. Нитраты как вещества с ионной кристаллической решёткой – сильные электролиты, полностью диссоциированные в воде, например:
NaNO3 ⟶ Na+ + NO3-
В водных растворах они проявляют общие свойства солей.Нитраты, подобно азотной кислоте, будучи её производными, проявляют ряд специфических свойств как окислители. При нагревании твёрдые нитраты разлагаются с выделением кислорода:
2NaNO3 t ⟶ 2NaNO2 + O2↑3. Выберите схемы превращений, в которых азот является окислителем.
1) N-3 ⟶ N+2
2) N+2 ⟶ N+5
3) N+4 ⟶ N+3
4) N0 ⟶ N-3Ответ:
3) N+4 + 1ē ⟶ N+3
4) N0 + 3ē ⟶ N-34. С какими из перечисленных веществ будет реагировать разбавленная азотная кислота: карбонат кальция, оксид магния, золото, оксид серы (IV), медь, гидроксид натрия? Запишите уравнения возможных реакций.
Ответ:
Разбавленная азотная кислота будет реагировать с: карбонатом кальция, оксидом магния, медью, гидроксидом натрия.
CaCO3 + 2HNO3 = Ca(NO3)2 + H2O + CO2↑
MgO + 2HNO3 = Mg(NO3)2 + H2O
3Cu + 8HNO3(разб.) = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
NaOH + HNO3 = NaNO3 + H2O
5. Напишите уравнения реакций следующих превращений:
HNO3 ⟶ NH4NO3 ⟶ HNO3 ⟶ O2
NH4NO3 ⟶ NH3 ⟶ NO ⟶ NO2 ⟶ HNO3 ⟶ Ca(NO3)2Ответ:
HNO3 + NH3 ⟶ NH4NO3
2NH4NO3 + H2SO4(конц.) ⟶ (NH4)2SO4 + 2HNO3↑
4HNO3 свет ⟶ 4NO2↑ + O2↑ + 2H2O
NH4NO3 + KOH t ⟶ KNO3 + NH3↑ + H2O
4NH3 + 5O2 t, кат. ⟶ 4NO + 6H2O
2NO + O2 ⟶ 2NO2
2NO2 + H2O ⟶ HNO3 + HNO2
Ca(OH)2 + 2HNO3 ⟶ Ca(NO3)2 + 2H2O
6. В трёх склянках без этикеток находятся белые кристаллические вещества: нитрат натрия, нитрат аммония и сульфат аммония. Как распознать каждое из веществ? Составьте план распознавания и запишите уравнения реакций.
Ответ:
1) Добавить воды во все пробирки и растворить их содержимое.
2) Добавить во все пробирки раствор нитрата бария, в пробирке, в которой выпадет осадок, находится сульфат аммония:
(NH4)2SO4 + Ba(NO3)2 ⟶ 2NH4NO3 + BaSO4↓3) Добавить в оставшиеся две пробирки щёлочь и нагреть содержимое, в пробирке, в которой будет чувствоваться запах аммиака, находится нитрат аммония:
NH4NO3 + NaOH t ⟶ NaNO3 + NH3↑ + H2O4) В оставшейся пробирке находится нитрат натрия.
7. Чёрный порох представляет собой смесь нитрата калия, угля и серы. Какие реакции протекают при горении пороха, если продуктами этого процесса являются сульфид калия, углекислый газ и молекулярный азот? Составьте уравнения реакций горения. Какой объём газов выделится при сгорании 169 г чёрного пороха?
Ответ:
Дано:
`m("пороха") = 169 г`
`V("газов") = ?`
Решение
`2KNO_3 + 3C + S = K_2S + 3CO_2"↑" + N_2"↑"`
Найдём массу чёрного пороха и объём образовавшихся газов, если было взято 2 моль нитрата калия, 3 моль угля и 1 моль серы:
`m_"х.р."("пороха") = 2*101 + 3*12 + 32 = 270 г`
`V_"х.р."("газов") = 22.4*(3+1) = 89.6 л`
Составим пропорцию:
`270 г "пороха — " 89.6 л "газов"`
`169 г "пороха — " x л "газов"`
Найдем объем образовавшихся газов, если было взято 169 г чёрного пороха:
`V("газов") = (89.6*169)/270 = 56.1 л`
Ответ: `V("газов") = 56.1 л`.
8. Как происходит реакция между концентрированной азотной кислотой и серебром? Запишите уравнение реакции и раскройте её суть.
Ответ:
Ag + 2HNO3(конц.) ⟶ AgNO3 + NO2↑ + H2O
Ag0 - 1ē ⟶ Ag+ |1 восстановитель (окисление) N+5 + 1ē ⟶ N+4 |1 окислитель (восстановление) §30
-
§30. Фосфор как элемент и простое вещество.
1. Напишите уравнения реакций фосфора с бромом и серой и раскройте их сущность.
Ответ:
2P + 5Br2 ⟶ 2PBr5
P0 - 5ē ⟶ P+5 |5| 10 |2 восстановитель (окисление) Br20 + 2ē ⟶ 2Br- |2| |5 окислитель (восстановление) 2P + 3S ⟶ P2S3
P0 - 3ē ⟶ P+3 |3| 6 |2 восстановитель (окисление) S0 + 2ē ⟶ S-2 |2| |3 окислитель (восстановление) 2. Чем объяснить, что элемент фосфор способен к образованию аллотропных модификаций? Опишите структуру красного и чёрного фосфора.
Ответ:
Элемент фосфор способен к образованию аллотропных модификаций, объясняется это тем, что фосфор имеет большие валентные возможности, а так же то, что он склонен к образованию различных полимерных структур.
Черный фосфор является полимером, в котором отдельное звено имеет структуру шестиграника (структура напоминает соты).
Красный фосфор является полимером, в котором отдельное звено имеет структуру пирамиды с шестигранным основанием.
3. Сколько фосфора можно получить из 75 кг фосфата кальция и сколько чистого углерода потребуется при этом?
Ответ:
Дано:
`m(Ca_3(PO_4)_2) = 75" кг"`
`m(C) = ?`
`m(P_4) = ?`
Решение
`2Ca_3(PO_4)_2 + 10C + 6SiO_2 = 6CaSiO_3 + 10CO"↑" + P_4`
`n(Ca_3(PO_4)_2) = (m(Ca_3(PO_4)_2))/(M(Ca_3(PO_4)_2)) = 75/310 = 0.242" кмоль"`
`n(C) = (10*n(Ca_3(PO_4)_2))/2 = (10*0.242)/2 = 1.21" кмоль"`
`m(C) = n(C)*M(C) = 1.21*12 = 14.5" кг"`
`n(P_4) = (n(Ca_3(PO_4)_2))/2 = 0.242/2 = 0.121" кмоль"`
`m(P_4) = n(P_4)*M(P_4) = 0.121*124 = 15" кг"`
Ответ: `m(C) = 14.5" кг"`, `m(P_4) = 15" кг"`.
4. --
Ответ:
--
5. На основании знаний свойств белого фосфора прокомментируйте описание свойств белого фосфора в романе А. Конан Дойля «Собака Баскервилей». Где здесь правда, а где вымысел?
Ответ:
Правда в том, что белый фосфор при контакте с кислородом воздуха светится.
Вымысел заключается в том, что белый фосфор химически очень активен и при контакте с кожей легко самовоспламеняется, вызывая тем самым серьёзные ожоги. Собака от такого просто не выжила бы.
§31
-
§31. Соединения фосфора.
1. Опишите строение и свойства фосфина.
Ответ:
Молекула фосфина имеет форму трехгранной пирамиды с основанием в виде правильного треугольника. Молекула фосфина менее полярна, чем молекула аммиака. Водородная связь между молекулами PH3 практически не проявляется и поэтому по сравнению с аммиаком, фосфин имеет более низкие температуры плавления и кипения.
Фосфин – бесцветный ядовитый газ с чесночным запахом. Он самовоспламеняется на воздухе:
2PH3 + 4O2 = P2O5 + 3H2OВ воде PH3 растворим гораздо хуже аммиака, а его водные растворы, в отличие от NH3, не проявляют щелочных свойств.
С сильными кислотами фосфин, как и аммиак, образует соли, в составе которых находится ион фосфония PH4+, сходный с ионом аммония NH4+:
PH3 + HI = PH4I2. Дайте характеристику строения и свойств оксида фосфора (V). В чём причина его способности к димеризации?
Ответ:
Молекулы оксида фосфора (V) P4O10 представляет собой четыре тетраэдра PO4, соединенных друг с другом общими вершинами.
Причина димеризации оксида фосфора (V) состоит в том, что фосфор стремится сохранить структуру молекулы P4 и сформировать в дальнейшем тетраэдр, в центре которого находился бы атом фосфора, а по углам атомы кислорода.
По своему характеру является типичным кислотным оксидом. Наиболее характерным свойством P2O5 является его необычайная гигроскопичность, т. е. способность энергично поглощать пары воды из воздуха. При этом он сам расплывается в аморфную массу метафосфорной кислоты HPO3:
P2O5 + H2O = 2HPO3При кипячении фосфорного ангидрида с водой образуется ортофосфорная кислота. Её часто называют просто фосфорной кислотой:
P2O5 + 3H2O = 2H3PO43. Фосфорную кислоту можно получить, обработав измельчённый фосфат кальция кислотой:
1) соляной 2) серной 3) уксусной 4) азотной
Выберите правильный ответ, запишите уравнение этой химической реакции, укажите тип реакции.Ответ:
Фосфорную кислоту можно получить, обработав измельчённый фосфат кальция серной кислотой:
Ca3(PO4)2 + 3H2SO4 = 2H3PO4 + 3CaSO44. Составьте формулы возможных солей фосфорной кислоты с аммиаком, кальцием, алюминием. Назовите их.
Ответ:
`NH_3 + H_3PO_4 = underset("дигидрофосфат аммония")(NH_4H_2PO_4)`
`2NH_3 + H_3PO_4 = underset("гидрофосфат аммония")((NH_4)_2HPO_4)`
`3NH_3 + H_3PO_4 = underset("фосфат аммония")((NH_4)_3PO_4)`
`Ca + 2H_3PO_4 = underset("дигидрофосфат кальция")(Ca(H_2PO_4)_2) + H_2"↑"`
`Ca + H_3PO_4 = underset("гидрофосфат кальция")(CaHPO_4) + H_2"↑"`
`3Ca + 2H_3PO_4 = underset("фосфат кальция")(Ca_3(PO_4)_2) + 3H_2"↑"`
`2Al + 6H_3PO_4 = underset("дигидрофосфат алюминия")(2Al(H_2PO_4)_3) + 3H_2"↑"`
`2Al + 3H_3PO_4 = underset("гидрофосфат алюминия")(Al_2(HPO_4)_3) + 3H_2"↑"`
`2Al + 2H_3PO_4 = underset("фосфат алюминия")(2AlPO_4) + 3H_2"↑"`
5. Составьте уравнения реакций следующих превращений:
Ca3(PO4)2 ⟶ P ⟶ P2O5 ⟶ Ca(H2PO4)2 ⟶ Ca3(PO4)2
Укажите условия их протекания.Ответ:
2Ca3(PO4)2 + 10C + 6SiO2 t ⟶ 6CaSiO3 + 10CO↑ + 4P
4P + 5O2 ⟶ 2P2O5
P2O5(изб.) + Ca(OH)2 + H2O ⟶ Ca(H2PO4)2
Ca(H2PO4)2 + 2Ca(OH)2 ⟶ Ca3(PO4)2 + 4H2O
6. Почему при действии на раствор гидроксида кальция избытка фосфорной кислоты образующийся вначале осадок исчезает? Объяснение подтвердите уравнениями реакций.
Ответ:
При действии на раствор гидроксида кальция фосфорной кислотой образуется осадок фосфата кальция:
3Ca(OH)2 + 2H3PO4 = Ca3(PO4)2↓ + 6H2OПри при дальнейшем добавлении фосфорной кислотой, фосфат кальция растворяется, так как образуется растворимая соль – дигидрофосфат кальция:
Ca3(PO4)2 + 4H3PO4 = 3Ca(H2PO4)27. Можно ли использовать в лаборатории оксид фосфора (V) для осушки следующих газов: углекислый газ, сероводород, кислород, аммиак, сернистый газ? Ответ аргументируйте.
Ответ:
Оксид фосфора (V) можно использовать в лаборатории для осушки:
- углекислого газа, т. к. оба являются кислотными оксидами;
- кислорода, т. к. кислород сильный окислитель, а фосфор в оксиде фосфора (V) находится в максимальной степени окисления, и не может больше отдавать электроны;
- сернистого газа, т. к. оба являются кислотными оксидами.
Оксид фосфора (V) нельзя использовать в лаборатории для осушки:
- сероводорода, т. к. сероводород является сильным восстановителем, а оксид фосфора (V) проявляет окислительные свойства;
- аммиака, т. к. аммиак обладает основными свойствами, а оксид фосфора (V) – кислотными.
8. Какую массу (г) раствора с массовой долей фосфорной кислоты 40% можно получить из минерала фосфорита массой 100 кг, содержащего 93% Ca3(PO4)2?
Ответ:
Дано:
`ω(H_3PO_4) = 40%`
`m("фосфорита") = 100" кг"`
`ω(Ca_3(PO_4)_2) = 93%`
`m("р-ра "H_3PO_4) = ?`
Решение
`Ca_3(PO_4)_2 + 3H_2SO_4 = 2H_3PO_4 + 3CaSO_4`
`m(Ca_3(PO_4)_2) = (ω(Ca_3(PO_4)_2)*m("фосфорита"))/100 = (93*100)/100 = 93" кг"`
`n(Ca_3(PO_4)_2) = (m(Ca_3(PO_4)_2))/(M(Ca_3(PO_4)_2)) = 93/310 = 0.3" кмоль"`
`n(H_3PO_4) = 2*n(Ca_3(PO_4)_2) = 2*0.3 = 0.6" кмоль"`
`m(H_3PO_4) = n(H_3PO_4)*M(H_3PO_4) = 0.6*98 = 58.8" кг"`
`m("р-ра "H_3PO_4) = (100*m(H_3PO_4))/(ω(H_3PO_4)) = (100*58.8)/40 = 147" кг"`
Ответ: `m("р-ра "H_3PO_4) = 147" кг"`.
9. Какая масса (г) оксида фосфора (V) образуется при полном сгорании фосфина PH3, полученного из фосфида кальция массой 18,2 г?
Ответ:
Дано:
`m(Ca_3P_2) = 18.2 г`
`m(P_2O_5) = ?`
Решение
`Ca_3P_2 + 6H_2O = 3Ca(OH)_2 + 2PH_3"↑"`
`2PH_3 + 4O_2 = P_2O_5 + 3H_2O`
`n(Ca_3P_2) = (m(Ca_3P_2))/(M(Ca_3P_2)) = 18.2/182 = 0.1" моль"`
`n(P_2O_5) = n(Ca_3P_2) = 0.1" моль"`
`m(P_2O_5) = n(P_2O_5)*M(P_2O_5) = 0.1*142 = 14.2 г`
Ответ: `m(P_2O_5) = 14.2 г`.
§32
-
Глава 8. Подгруппа углерода.
§32. Положение элементов подгруппы углерода в Периодической системе, строение их атомов.
1. Дайте общую характеристику элементов подгруппы углерода.
Ответ:
В IVА-группу входят: углерод, кремний, германий, олово, свинец. Эти элементы составляют подгруппу углерода. Они расположены в середине Периодической системы химических элементов и находятся на границе между металлами и неметаллами.
На внешнем энергетическом уровне у всех атомов элементов подгруппы углерода имеется по четыре электрона. Следовательно, высшая их степень окисления равна +4, общая формула кислородных соединений RO2.
Отрицательная степень окисления равна -4, общая формула водородных соединений RH4. Атомы элементов подгруппы углерода имеют по два неспаренных электрона на внешнем энергетическом уровне.
В подгруппе C – Si – Ge – Sn – Pb признаки неметалличности резко ослабевают, а признаки металличности усиливаются с увеличением заряда ядра атома.
2. Схема строения иона углерода со степенью окисления -4
1) +14 2ē 8ē 4ē
2) +6 2ē 4ē
3) +6 2ē 8ē
4) +14 2ē 8ē 8ēОтвет:
Схема строения иона углерода со степенью окисления -4: 3) +6 2ē 8ē.
3. Определите степени окисления элементов в соединениях: SiH4, SiC, PbSO4, CO, Na2CO3, CH4, GeS2, SnS, SnCl4, PbO2 и назовите эти соединения.
Ответ:
`underset("силан")(overset(-4)(Si)overset(+1)(H)_4)`
`underset("карбид кремния")(overset(+4)(Si)overset(-4)(C))`
`underset("сульфат свинца (II)")(overset(+2)(Pb)overset(+6)(S)overset(" "-2)(O)_4)`
`underset("оксид углерода (II)")(overset(+2)(C)overset(" "-2)(O))`
`underset("карбонат натрия")(overset(+1)(Na)_2overset(+4)(C)overset(" "-2)(O)_3)`
`underset("метан")(overset(-4)(C)overset(+1)(H)_4)`
`underset("сульфид германия (IV)")(overset(+4)(Ge)overset(-2)(S)_2)`
`underset("сульфид олова (II)")(overset(+2)(Sn)overset(-2)(S))`
`underset("хлорид олова (IV)")(overset(+4)(Sn)overset(-1)(Cl)_4)`
`underset("оксид свинца (IV)")(overset(+4)(Pb)overset(-2)(O)_2)`
4. Устойчивость водородных соединений в ряду CH4 ⟶ SiH4 ⟶ GeH4 ⟶ SnH4 ⟶ PbH4
1) возрастает
2) не изменяется
3) убывает
4) сначала убывает, затем возрастаетОтвет:
3) убывает
§33
-
§33. Аллотропные модификации углерода.
1. Чем отличается аллотропия кислорода от аллотропии углерода?
Ответ:
Аллотропия углерода от аллотропии кислорода отличается не числом атомов в молекуле, а структурой кристаллов.
2. Составьте сравнительную характеристику физических свойств алмаза и графита. Запишите данные в таблицу. Обсудите её с товарищем.
Ответ:
Алмаз Графит Кристаллическая решетка Атомная Атомная Структура решетки Атом углерода окружён четырьмя такими же атомами, расположенными в вершинах тетраэдра. В кристаллической решётке графита атомы углерода, лежащие в одной плоскости, прочно связаны в шестиугольники, а вот связи между слоями относительно слабые. Цвет Бесцветный, обладает очень сильным блеском благодаря высокой светопреломляющей и светоотражающей способности Тёмно-серый с металлическим блеском Прозрачность Прозрачный Непрозрачный Твёрдость Самое твёрдое из всех природных веществ Очень мягкий Теплопроводность Хорошая теплопроводность Хорошая теплопроводность Электропроводность Не проводит электрический ток Хорошо проводит электрический ток Тугоплавкость Тугоплавкий Тугоплавкий 3. Как доказать, что алмаз и графит являются аллотропными модификациями одного и того же элемента?
Ответ:
Графит и алмаз являются аллотропными модификациями углерода, доказать это можно с помощью сжигания их, в результате сгорания образуется только оксид углерода (IV):
C + O2 ⟶ CO2 §34
-
§34. Адсорбция. Химические свойства углерода.
1. Как получить древесный уголь? Каково его основное свойство? Где он используется?
Ответ:
Древесный уголь получают с помощью сухой перегонки древесины.
Древесный уголь имеет большую пористость, и чем она больше, тем больше его адсорбционная способность.
Древесный уголь используется для получения активированного угля, который обладает большой поглотительной способностью. Активированный уголь применяется в производстве спирта и сахара для очистки их от примесей, а также в фильтрующих противогазах для поглощения отравляющих веществ из вдыхаемого воздуха. В медицине он используется в виде таблеток для удаления вредных веществ из пищеварительного тракта.
2. Выберите схемы превращений, в которых углерод является восстановителем.
1) C-4 ⟶ C+4; 2) C+2 ⟶ C0; 3) C0 ⟶ C+4; 4) C+4 ⟶ C+2.Ответ:
1) C-4 + 8ē ⟶ C+4
3) C0 + 4ē ⟶ C+4
3. Определите степени окисления углерода в следующих соединениях: CS2, CH4, CCl4, Be2C, CO.
Ответ:
`overset(+4)(C)S_2`, `overset(-4)(C)H_4`, `overset(+4)(C)Cl_4`, `Be_2overset(-4)(C)`, `overset(+2)(C)O`
4. Вычислите массу (г) угля и объём кислорода (н. у.), необходимые для получения оксида углерода (IV) объёмом 6,72 л.
Ответ:
Дано:
`V(CO_2) = 6.72 л`
`m(C) = ?`
`V(O_2) = ?`
Решение
`C + O_2 = CO_2`
`n(CO_2) = (V(CO_2))/V_m = 6.72/22.4 = 0.3" моль"`
`n(C) = n(O_2) = n(CO_2) = 0.3" моль"`
`m(C) = n(C)*M(C) = 0.3*12 = 3.6 г`
`V(O_2) = n(O_2)*V_m = 0.3*22.4 = 6.72 л`
Ответ: `m(C) = 3.6 г`, `V(O_2) = 6.72 л`.
5. Составьте уравнения реакций между углеродом и следующими оксидами: а) оксид железа (III); б) оксид вольфрама (VI); в) оксид свинца (IV). Укажите окислитель и восстановитель.
Ответ:
а) 3C + 2Fe2O3 ⟶ 4Fe + 3CO2↑
C0 - 4ē ⟶ C+4 |4| 12 |3 восстановитель Fe+3 + 3ē ⟶ Fe0 |3| |4 окислитель б) 3C + 2WO3 ⟶ 2W + 3CO2↑
C0 - 4ē ⟶ C+4 |4| 12 |3 восстановитель W+6 + 6ē ⟶ W0 |6| |2 окислитель в) C + PbO4 ⟶ Pb + CO2↑
C0 - 4ē ⟶ C+4 |4| 4 |1 восстановитель Pb+4 + 4ē ⟶ Pb0 |4| |1 окислитель 6. При нагревании каменного угля без доступа воздуха образуется кокс. Какой объём (л) воздуха (н. у.) потребуется для сжигания 1 т кокса, содержащего 5% примесей?
Ответ:
Дано:
`m("кокс") = 1 т = 1000" кг"`
`ω("примеси") = 5%`
`V("возд.") = ?`
Решение
`C + O_2 = CO_2`
`ω(C) = 100 - ω("примеси") = 100 - 5 = 95%`
`m(C) = (ω(C)*m("кокс"))/100 = (95*1000)/100 = 950" кг"`
`n(C) = (m(C))/(M(C)) = 950/12 = 79.17" кмоль"`
`n(O_2) = n(C) = 79.17" кмоль"`
`V(O_2) = n(O_2)*V_m = 79.17*22.4 = 1773 м^3`
`V("возд.") = (100*V(O_2))/(φ("возд.")) = (100*1773)/21 = 8443 м^3`
Ответ: `V("возд.") = 8443 м^3`.
§35
-
§35. Оксиды углерода.
1. Одна из пробирок наполнена азотом, а другая – углекислым газом. Как распознать эти газы?
Ответ:
Необходимо в обе пробирки прилить известковую воду, в пробирке с углекислым газом будет наблюдаться помутнение раствора:
Ca(OH)2↓ + CO2 = CaCO3 + H2O2. Рассмотрите с электронной точки зрения процесс образования молекулы оксида углерода (II) и ионов аммония и гидроксония. Что общего в этих процессах?
Ответ:
Молекула оксида углерода (II) обязуется за счет образования четырёх общих электронных пар между одним атомом углерода и двумя атомами кислорода:
Ион аммония образуется в результате возникновения ковалентной связи между атомом азота, имеющим неподелённую электронную пару, и катионом водорода:
Ион гидроксония образуется аналогично иону аммония.
Общее в данных процессах то, что образуется ковалентная связь за счёт обобществления электронных пар, разница состоит в механизмах образования связей, в оксида углерода (II) он обменный, а в ионах аммония и гидроксония – донорно-акцепторный.
3. Сокращённому ионному уравнению CO2 + 2OH- = H2O + CO32- соответствует химическая реакция между
1) соляной кислотой и карбонатом кальция
2) гидроксидом натрия и оксидом углерода (IV)
3) кремниевой кислотой и карбонатом калия 4) карбонатом натрия и оксидом кремния (IV)Ответ:
2) гидроксидом натрия и оксидом углерода (IV):
2NaOH + CO2 = H2O + Na2CO34. В промышленности оксид углерода (IV) получают
1) обжигом известняка
2) разложением пищевой соды
3) окислением сероуглерода
4) сухой перегонкой дереваОтвет:
1) обжигом известняка
5. Запишите уравнения реакций взаимодействия оксида углерода (II): а) с WO3; б) с Fe2O3; в) с PbO. Укажите восстановитель, окислитель.
Ответ:
а) 3CO + WO3 ⟶ W + 3CO2
C+2 - 2ē ⟶ C+4 |2| 6 |3 восстановитель W+6 + 6ē ⟶ W0 |6| |1 окислитель б) 3CO + Fe2O3 ⟶ 2Fe + 3CO2
C+2 - 2ē ⟶ C+4 |2| 6 |3 восстановитель Fe+3 + 3ē ⟶ Fe0 |3| |2 окислитель в) CO + PbO ⟶ Pb + CO2
C+2 - 2ē ⟶ C+4 |2| 2 |1 восстановитель Pb+2 + 2ē ⟶ Fe0 |2| |1 окислитель 6. Для каких целей применяется «сухой лёд»? В чём его преимущество по сравнению с обычным льдом?
Ответ:
Сухой лёд используется как источник холода для охлаждения пищевых продуктов (например, мороженого) при их транспортировке и хранении без использования холодильных установок. Может быть использован для шоковой заморозки продуктов и лабораторных образцов, газирования напитков, изготовления мороженого, предотвращения таяния ледяных скульптур и так далее.
Сухой лёд, по сравнению с обычным льдом, имеет более низкую температуру, и при таяние не оставляет следов воды.
7. На космическом корабле поглощение оксида углерода (IV) осуществляется сухим гидроксидом лития. Какой объём (л) оксида углерода (IV) (н. у.) поглотится, если в результате реакции образуется 7,4 кг карбоната лития?
Ответ:
Дано:
`m(Li_2CO_3) = 7.4" кг"`
`V(CO_2) = ?`
Решение
`2LiOH + CO_2 = Li_2CO_3 + H_2O`
`n(Li_2CO_3) = (m(Li_2CO_3))/(M(Li_2CO_3)) = 7.4/74 = 0.1" кмоль"`
`n(CO_2) = n(Li_2CO_3) = 0.1" кмоль"`
`V(CO_2) = n(CO_2)*V_m = 0.1*22.4 = 2.24 м^3`
Ответ: `V(CO_2) = 2.24 м^3`.
§36
-
§36. Угольная кислота и её соли.
1. Почему при пропускании углекислого газа через воду, подкрашенную лакмусом, её окраска становится красной, а при кипячении полученного раствора – фиолетовой? Напишите уравнения соответствующих реакций.
Ответ:
При пропускании углекислого газа через воду комнатной температуры происходит его растворение в воде. Часть растворённого газа взаимодействует с водой, при этом образуется слабая угольная кислота:
CO2 + H2O ⇄ H2CO3Угольная кислота в воде частично диссоциирует:
H2CO3 ⇄ H+ + HCO3-
HCO3- ⇄ H+ + CO32-
Образовавшиеся протоны водорода придают раствору кислую среду, поэтому лакмус окрашивается в красный цвет.При кипячении полученного раствора угольная кислота разрушается, а углекислый газ улетучивается за пределы раствора, так как с ростом температуры воды растворимость газов падает.
H2CO3 t ⟶ CO2↑ + H2O2. Как очистить карбонат натрия от примеси гидрокарбоната натрия? Ответ подтвердите уравнениями реакций.
Ответ:
Очистить карбонат натрия от примеси гидрокарбоната натрия можно с помощью прокаливания:
NaHCO3 t ⟶ Na2CO3 + CO2↑ + H2O3. Гашёную известь следует хранить в плотно закрытых склянках, так как она может взаимодействовать с составными частями воздуха, а именно с
1) кислородом; 2) водой; 3) азотом; 4) оксидом углерода (IV).Ответ:
4) оксидом углерода (IV):
Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3 + H2O4. С помощью какого вещества можно различить растворы карбоната натрия и нитрата натрия?
1) NaCl; 2) HCl; 3) K2SO4; 4) KOH.Ответ:
Различить растворы карбоната натрия и нитрата натрия можно с помощью соляной кислоты HCl, при её добавлении к карбонату натрия будет наблюдаться выделение газа:
Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + H2O + CO2↑
В случае с нитратом натрия изменений не произойдёт.5. Осуществите следующие превращения, используя разные способы:
а) CO2 ⇄ CaCO3 ⟶ Ca(HCO3)2 ⟶ CaCO3 ⟶ CaO
б) Na2CO3 ⇄ CO2 ⇄ NaHCO3Ответ:
а)
Ca(OH)2 + CO2 ⟶ CaCO3↓ + H2O
CaO + CO2 ⟶ CaCO3CaCO3 t ⟶ CaO + CO2↑
CaCO3 + 2HCl ⟶ CaCl2 + H2O + CO2↑CaCO3 + CO2 + H2O ⟶ Ca(HCO3)2
CaCO3 + H2CO3 ⟶ Ca(HCO3)2Ca(HCO3)2 t ⟶ CaCO3↓ + H2O + CO2↑
Ca(HCO3)2 + Ca(OH)2 ⟶ 2CaCO3↓ + 2H2OCaCO3 t ⟶ CaO + CO2↑
б)
Na2CO3 t ⟶ Na2O + CO2↑
Na2CO3 + 2HCl ⟶ 2NaCl + H2O + CO2↑2NaOH + CO2 ⟶ Na2CO3 + H2O
Na2O + CO2 ⟶ Na2CO3CO2 + H2O + Na2CO3 ⟶ 2NaHCO3
H2CO3 + Na2CO3 ⟶ 2NaHCO32NaHCO3 t ⟶ Na2CO3 + CO2↑ + H2O
NaHCO3 + NaOH ⟶ Na2CO3 + H2O6. На чём основано применение известняка для снижения кислотности почв? Запишите уравнения реакций, объясняющие этот процесс.
Ответ:
Известняк вступает в реакцию с катионами водорода кислоты, тем самым снижая кислотность почвы:
CaCO3 + 2H+ ⟶ Ca2+ + CO2↑ + H2O7. Какой объём (л) оксида углерода (IV) образуется при прокаливании 100 г карбоната бария, содержащего 10% примесей?
Ответ:
Дано:
`m_"тех."(BaCO_3) = 100 г`
`ω("примеси") = 10%`
`V(CO_2) = ?`
Решение
`BaCO_3 overset(t)(=) BaO + CO_2"↑"`
`ω(BaCO_3) = 100 - ω("примеси") = 100 - 10 = 90%`
`m(BaCO_3) = (ω(BaCO_3)*m_"тех."(BaCO_3))/100 = (90*100)/100 = 90 г`
`n(BaCO_3) = (m(BaCO_3))/(M(BaCO_3)) = 90/197 = 0.457" моль"`
`n(CO_2) = n(BaCO_3) = 0.457" моль"`
`V(CO_2) = n(CO_2)*V_m = 0.457*22.4 = 10.2 л`
Ответ: `V(CO_2) = 10.2 л`.
§37
-
§37. Кремний и его свойства. Соединения кремния.
1. На каких свойствах кристаллического кремния основано его применение?
Ответ:
Применение кристаллического кремния основано на его полупроводниковых свойствах.
2. Напишите реакции, соответствующие следующим превращениям:
CaSiO3 ⇄ SiO2 ⇄ Na2SiO3
SiO2 ⟶ Si ⟶ Na2SiO3Ответ:
CaSiO3 + 2HCl ⟶ CaCl2 + SiO2 + H2O
CaO + SiO2 t ⟶ CaSiO3SiO2 + 2NaOH t ⟶ Na2SiO3 + H2O
Na2SiO3 + 2HCl ⟶ 2NaCl + SiO2 + H2OSiO2 + 2Mg ⟶ 2MgO + Si
Si + 2NaOH + H2O ⟶ Na2SiO3 + 2H2↑
3. Сколько песка и кокса, содержащего 90% углерода, потребуется для получения 1 т карборунда?
Ответ:
Дано:
`m(SiC) = 1 т = 1000" кг"`
`ω(C) = 90%`
`m(SiO_2) = ?`
`m("кокса") = ?`
Решение
`3C + SiO_2 overset(t)(=) SiC + 2CO`
`n(SiC) = (m(SiC))/(M(SiC)) = 1000/40 = 25" кмоль"`
`n(SiO_2) = n(SiC) = 25" кмоль"`
`m(SiO_2) = n(SiO_2)*M(SiO_2) = 25*60 = 1500" кг" = 1.5 т`
`n(C) = 3*n(SiC) = 75" кмоль"`
`m(C) = n(C)*M(C) = 75*12 = 900" кг"`
`m("кокса") = (100*m(C))/(ω(C)) = (100*900)/90 = 1000" кг" = 1 т`
Ответ: `m(SiO_2) = 1.5 т`, `m("кокса") = 1 т`.
4. Оксид кремния (IV) вступает в реакцию:
1) с кислородом; 2) с водой; 3) со щёлочью; 4) с кислотойОтвет:
3) со щёлочью:
SiO2 + 2NaOH = Na2SiO3 + H2O5. Перечисляя свойства кремниевой кислоты, ученик ошибочно назвал
1) твёрдое вещество
2) не имеет запаха, нелетучая кислота
3) растворяется в воде, изменяет окраску индикатора
4) не имеет цветаОтвет:
3) растворяется в воде, изменяет окраску индикатора
Кремниевая кислота является нерастворимой кислотой, поэтому не изменяет окраску индикатора.6. При действии на силицид магния соляной кислоты образуется силан SiH4 – ядовитый газ с неприятным запахом, самовоспламеняющийся на воздухе. Напишите уравнения реакций получения и воспламенения силана и рассчитайте, какой объём воздуха потребуется на горение 12 л силана (н. у.).
Ответ:
`Mg_2Si + 4HCl = 2MgCl_2 + SiH_4"↑"`
Дано:
`V(SiH_4) = 12 л`
`V("возд.") = ?`
Решение
`SiH_4 + 2O_2 = SiO_2 + 2H_2O`
`V(O_2) = 2*V(SiH_4) = 2*12 = 24 л`
`V("возд.") = (100*V(O_2))/(φ(O_2)) = (100*24)/21 = 114 л`
Ответ: `V("возд.") = 114 л`.
7. Напишите в полном и сокращённом ионном виде уравнения реакций следующих превращений:
SiO2 ⟶ K2SiO3 ⟶ H2SiO3 ⟶ SiO2Ответ:
SiO2 + 2KOH ⟶ K2SiO3 + H2O
SiO2 + 2K+ + 2OH- ⟶ 2K+ + SiO32- + H2O
SiO2 + 2OH- ⟶ SiO32- + H2OK2SiO3 + 2HCl ⟶ 2KCl + H2SiO3↓
2K+ + SiO32- + 2H+ + 2Cl- ⟶ 2K+ + 2Cl- + H2SiO3↓
2H+ + SiO32- ⟶ H2SiO3↓H2SiO3 t ⟶ SiO2 + H2O↑
§38
-
Глава 9. Общие свойства металлов.
§38. Элементы-металлы. Особенности строения их атомов. Положение металлов в Периодической системе Д. И. Менделеева.
1. Сравните физические свойства простых веществ: магния и серы.
Ответ:
Свойства вещества Магний Сера Агрегатное состояние Твердое тело Твердое тело Цвет Серебристо-белый Желтый Запах Без запаха Без запаха Пластичность Пластичный Хрупкий Растворимость в воде Не растворим Не растворим Температура плавления tплав. = 650°C tплав. = 113°C Температура кипения tкип. = 1090°C tкип. = 445°C Плотность 1,74 г/см³ 2,07 г/см³ Электропроводность Проводник Диэлектрик 2. Наиболее ярко выраженные металлические свойства проявляет простое вещество, образованное атомами, строение электронной оболочки которых
1) 2,1
2) 2,2
3) 2,3
4) 2,4Ответ:
1) 2,1
3. Если нагревать кусочек калия, помещённого в хлоркальциевую трубку, через которую пропускают ток чистого водорода, то появляются зеленоватые пары газообразного металла. В каком виде находятся там атомы металла и как они связаны между собой?
Ответ:
В парообразном состоянии калий находятся в виде двухатомных ковалентных молекул – K2.
4. С каким типом кристаллической решётки вещество хорошо проводит электрический ток?
1) с молекулярной
2) с атомной
3) с ионной
4) с металлическойОтвет:
4) с металлической
Металлическая связь – это химическая связь между атомами металла, осуществляемая посредством общих свободно перемещающихся электронов, принадлежащих всем атомам.
Следствием свободного перемещения электронов и являются характерные физические свойства: теплопроводность, электропроводность и д. р.
5. Установите соответствие между названием вещества и типом его кристаллической решётки.
1) хлорид натрия
2) карбид кремния
3) магний
4) «сухой лёд»
А. Молекулярная
Б. Металлическая
В. Ионная
Г. АтомнаяОтвет:
1) В; 2) Г; 3) Б; 4) А.
6. Укажите сходство и различия ковалентной и металлической связи на примерах соединений атомов калия (молекулярного и твёрдого).
Ответ:
Твёрдый калий образован металлической связью. Сходство между ковалентной и металлической связью состоит в обобществлении валентных электронов. Однако, при образовании ковалентной связи обобществляются внешние неспаренные электроны между двумя соседними атомами, в рамках одной молекулы, в то время как, при образовании металлической связи обобществляются валентные электроны всех атомов.
Молекулярный калий образован ковалентной связью. Энергия связи в таких молекулах невелика по сравнению с подобными молекулами неметаллов. Следовательно, молекулярное состояние для металлов не является энергетически выгодным.
§39
-
§39. Химические свойства металлов.
1. Назовите основные характеристики элементов-металлов.
Ответ:
Основные характеристики элементов-металлов:
- число электронов на внешнем энергетическом уровне; обычно оно равно 1-2;
- атомы элементов-металлов склонны к отдаче электронов, к образованию простых катионов, к проявлению функций восстановителей в химических реакциях; химические реакции, в которых участвуют металлы, являются окислительно-восстановительными;
- простые вещества металлы – кристаллические вещества, они отличаются особым металлическим блеском, пластичны, электро- и теплопроводны;
- элементы-металлы образуют кислородные соединения основного характера; газообразных водородных соединений они не образуют;
- все металлы, за исключением ртути, при обычных условиях являются твёрдыми веществами, металлы в кристаллическом состоянии обладают общими физическими свойствами: металлическим блеском, непрозрачностью, пластичностью, хорошей электро- и теплопроводностью.
2. С какими из веществ, формулы которых даны ниже, реагируют: а) калий; б) медь: HCl, O2, NaOH, ZnCl2, Cl2, H2O, HNO3(конц.)? Напишите уравнения возможных реакций.
Ответ:
а)
2K + 2HCl = 2KCl + H2↑
2K + O2 = K2O2
2K + Cl2 = 2KCl
2K + 2H2O = 2KOH + H2↑
б)
2Cu + O2 = 2CuO
Cu + Cl2 = CuCl2
Cu + 4HNO3(конц.) = Cu(NO3)2 + 2NO2↑ + 2H2O
3. При обычных условиях реагирует с водой
1) магний 2) калий 3) железо 4) цинкОтвет:
2) калий
2K + 2H2O = 2KOH + H2↑4. Ртуть взаимодействует с
1) разбавленной серной кислотой
2) разбавленной азотной кислотой
3) соляной кислотой
4) сероводородной кислотойОтвет:
Ртуть взаимодействует с разбавленной азотной кислотой
3Hg + 8HNO3(разб.) = 3Hg(NO3)2 + 2NO↑ + 4H2O5. С раствором нитрата меди (II) взаимодействует
1) ртуть 2) цинк 3) серебро 4) золотоОтвет:
С раствором нитрата меди (II) взаимодействует цинк
Zn + Cu(NO3)2 = Zn(NO3)2 + Cu6. Сравните соединения с ионной и металлической связью (на примере хлорида натрия и твёрдого натрия). Найдите между ними сходство и различия.
Ответ:
В металлической и в ионной связи участвуют элементы-металлы. Ионная связь образуется между металлом и неметаллом, а металлическая между атомами металла. Металл в ионной связи представлен в виде положительно заряжённого иона, а металлической связи металл представлен то в виде нейтрального атома, то в виде иона. В ионной связи металл отдает валентные электроны неметаллу, а в металлической связь основана на обобществлении валентных электронов всех атомов металла.
7. С учётом сведений о металлической связи составьте схему классификации химической связи и укажите классификационные признаки разделения её на разные виды.
Ответ:
Классификация химической связи:
- ковалентная (образуется за счёт обобществления пары валентных электрона между двумя атомами неметаллов)
- неполярная (между двумя атомами с одинаковой ОЭО, электронные пары не смещены ни к одному атому)
- полярная (между двумя атомами с разной ОЭО, электронные пары к более электроотрицательному атому)
- ионная (образуется между катионами и анионами за счёт электростатического притяжения)
- металлическая (образуется между атомами в металлическом кристалле за счёт обобществления их валентных электронов)
§41
-
Глава 10. Металлы главных и побочных подгрупп.
§41. Характеристика элементов IA-группы Периодической системы и образуемых ими простых веществ
1. На конкретных примерах раскройте взаимосвязь между строением и свойствами щелочных металлов.
Ответ:
Для щелочных металлов характерна металлическая связь и металлическая кристаллическая решетка, а отсюда и все типичные для металлов свойства: тепло- и электропроводность, пластичность, металлический блеск. Например, литий на срезе имеет характерный металлический блеск серебристо-белого цвета, а цезий – золотисто-белого цвета.
Наличие всего одного валентного электрона и относительно большие размеры радиусов атомов обусловливают небольшую энергию ионизации, а следовательно, высокую химическую активность щелочных металлов. Поэтому в лабораторных условиях литий, натрий и калий обычно хранятся под слоем керосина, защищающего их от контакта с воздушной средой.
По мере увеличения порядкового номера щелочных металлов уменьшаются их температуры кипения и плавления, а также твёрдость. Например, труднее всего разрезать литий, тогда как натрий и калий легко разрезать ножом.
В группе с увеличением порядкового номера элемента усиливаются металлические свойства. Например, литий в реакции с водой реагирует без воспламенения водорода, натрий и калий с воспламенением водорода, а рубидий и цезий со взрывом.
2. Химический элемент франций не был получен в количествах, достаточных для его подробного изучения. Однако опытным путём подтверждены некоторые предсказания относительно его свойств. На основании чего были сделаны предсказания?
Ответ:
Основании изменения строения и свойств других щелочных металлов были сделаны предсказания свойств франция.
3. Литий является единственным веществом, реагирующим с азотом при нормальных условиях. Составьте формулы веществ, образующих поверхностные плёнки на щелочных металлах.
Ответ:
Формулы веществ, образующих поверхностные плёнки на щелочных металлах:
Li3N (только для лития), R2O, ROH, R2CO3.4. Осуществите превращения и укажите условия протекания химических реакций:
а) Na ⇄ NaCl ⟶ AgCl ⟶ A
NaCl ⟶ HCl ⟶ AgCl
б) Li ⟶ Li2O ⟶ LiOH ⟶ Zn(OH)2 ⟶ Na2ZnO2
Li3N ⟵ Li ⟶ LiOH
ZnCl2 ⟵ Zn(OH)2 ⟶ ZnOОтвет:
а)
2Na + Cl2 ⟶ 2NaCl
2NaCl(к) электролиз ⟶ 2Na + Cl2NaCl + AgNO3 ⟶ NaNO3 + AgCl↓
2NaCl(к) + H2SO4(конц.) ⟶ Na2SO4 + 2HCl↑
HCl + AgNO3 ⟶ HNO3 + AgCl↓
2AgCl свет ⟶ 2Ag + Cl2
б)
4Li + O2 ⟶ 2Li2O
Li2O + H2O ⟶ 2LiOH
2LiOH + Zn(NO3)2 ⟶ 2LiNO3 + Zn(OH)2↓
Zn(OH)2 + 2NaOH t ⟶ Na2ZnO2 + 2H2O
6Li + N2 ⟶ 2Li3N
2Li + 2H2O ⟶ 2LiOH + H2↑
Zn(OH)2 + 2HCl ⟶ ZnCl2 + 2H2O
Zn(OH)2 t ⟶ ZnO + H2O
5. Учитывая закономерное изменение радиусов ионов щелочных металлов, попытайтесь схематически представить, сколько ион-атомов каждого металла поместится в произвольно выбранной вами единице объёма. Как изменения физических свойств щелочных металлов объяснить особенностями их строения? Полученные выводы оформите в виде схемы.
Ответ:
Радиус атома, нм Количество атомов в 1 нм3 Li 0,152 43 Na 0,19 27 K 0,227 19 Rb 0,248 16 Cs 0,265 14 По мере увеличения порядкового номера химических элементов возрастает плотность металлов, а твёрдость, температура плавления и кипения уменьшаются.
Это связано с тем, что металлические кристаллические решётки щелочных металлов характеризуются рядом особенностей. Во-первых, каждый атом щелочных металлов располагает лишь одним валентным электроном, следовательно, в кристаллах на один атом-ион приходится один свободный электрон. Во-вторых, для рассматриваемой группы металлов характерна неплотная упаковка атомов в кристалле, тип решёток – кубические объёмно-центрированные. Это также способствует ослаблению сил связывания ионов.
§42
-
§42. Металлы IIA-группы Периодической системы Д. И. Менделеева и их важнейшие соединения.
1. При выплавлении меди и бронзы нередко приходится иметь дело с нежелательными примесями (H2, N2 и т. д.). Как вы думаете, зачем в расплав добавляют стронций?
Ответ:
При выплавлении меди и бронзы стронций связывает нежелательные примеси (H2, N2 и т. д.).
2. Расположите формулы оксидов в порядке усиления основных свойств.
1) MgO 2) SrO 3) BaO 4) CaOОтвет:
Формулы оксидов в порядке усиления основных свойств:
1) MgO 4) CaO 2) SrO 3) BaO3. Сравните по химическим свойствам оксиды и гидроксиды бериллия, магния и кальция.
Ответ:
BeO MgO CaO Взаимодействие в водой BeO + H2O t ⟶ Be(OH)2 MgO + H2O t ⟶ Mg(OH)2 CaO + H2O ⟶ Ca(OH)2 Взаимодействие с кислотами BeO + 2HCl ⟶ BeCl2 + H2O MgO + 2HCl ⟶ MgCl2 + H2O CaO + 2HCl ⟶ CaCl2 + H2O Взаимодействие с щелочами BeO + 2NaOH ⟶ Na2BeO2O + H2O не реагирует не реагирует 4. Составьте уравнения реакций, соответствующие следующей схеме:
BeF2 ⟶ Be ⟶ BeO ⟶ Be(OH)2 ⟶ Na2BeO2Ответ:
BeF2 + Mg t ⟶ Be + MgF2
2Be + O2 ⟶ 2BeO
BeO + H2O t ⟶ Be(OH)2
Be(OH)2 + 2NaOH t ⟶ Na2BeO2 + 2H2O
5. Выполните цепь превращений:
Ba ⟶ Ba(OH)2 ⟶ Ba(NO3)2 ⟶ BaSO4
Ba ⟶ BaO ⟶ Ba(OH)2Ответ:
Ba + 2H2O ⟶ Ba(OH)2 + H2↑
Ba(OH)2 + 2HNO3 ⟶ Ba(NO3)2 + 2H2O
Ba(NO3)2 + CuSO4 ⟶ Cu(NO3)2 + BaSO4↓
2Ba + O2 ⟶ 2BaO
BaO + H2O ⟶ Ba(OH)2
6. Ещё до получения стронция в чистом виде его соли применялись в пиротехнике, особой популярностью пользовался нитрат. Почему? Ответ подтвердите уравнением реакции.
Ответ:
Ионы стронция окрашивают пламя в карминово-красный цвет. Нитрат стронция не только окрашивает пламя, но одновременно служит источником окислителя, разлагаясь в пламени, он выделяет свободный кислород:
Sr(NO3)2 t ⟶ SrO + 4NO2 + O27. В левой части уравнения химической реакции
… + … ⟶ Ca2+ + H20↑
следует записать ______.Ответ:
Ca0 + 2H+ ⟶ Ca2+ + H20↑
§43
-
§43. Распространение и роль металлов IIA-группы в природе. Жёсткость воды.
1. Какие свойства известняков способствуют их растворению в воде?
Ответ:
Нерастворимые карбонаты кальция и магния растворяются в воде насыщенной углекислым газом (например, в дождевой воде), так как превращаются в кислые соли:
MgCO3 + H2O + CO2 = Mg(HCO3)2
CaCO3 + H2O + CO2 = Ca(HCO3)22. Составьте формулы средних и кислых карбонатов, фосфатов и сульфатов кальция и магния. Что вы можете сказать об их распространении в природе и о применении?
Ответ:
Ca(HCO3)2, CaCO3
Mg(HCO3)2, MgCO3
Ca(H2PO4)2, CaHPO4, Ca3(PO4)2
Mg(H2PO4)2, MgHPO4, Mg3(PO4)2
Ca(HSO4)2, CaSO4
Mg(HSO4)2, MgSO4
3. В чём сущность химических реакций, производимых в целях устранения временной жёсткости воды? Напишите их уравнения и укажите условия протекания.
Ответ:
Временную жёсткость воды устраняют с помощью кипячения воды. При кипячении воды гидрокарбонаты разлагаются и выпадают в осадок:
Mg(HCO3)2 t ⟶ MgCO3 + H2O + CO2↑
Ca(HCO3)2 t ⟶ CaCO3 + H2O + CO2↑Также устранить временную жесткость можно с помощью гидроксида кальция или карбоната натрия:
Mg(HCO3)2 + 2Ca(OH)2 ⟶ Mg(OH)2↓ + 2CaCO3↓ + 2H2O
Ca(HCO3)2 + Ca(OH)2 ⟶ 2CaCO3↓ + 2H2O
Mg(HCO3)2 + Na2CO3 ⟶ MgCO3↓ + 2NaHCO3
Ca(HCO3)2 + Na2CO3 ⟶ CaCO3↓ + 2NaHCO3 §44
-
§44. Алюминий.
1. Когда в 1855 г. на Парижской выставке был выставлен алюминиевый слиток, на него смотрели как на редчайшую драгоценность. Чем это можно объяснить?
Ответ:
В то время алюминий восстанавливали из его солей с помощью металлического натрия или калия, такой метод был дорог в производстве. Новый металл оказался красивым, похожим на серебро, но значительно более лёгким. Эти ценные качества определили его стоимость: в конце XIX начале XX в. алюминий ценился выше золота.
2. Формула высшего оксида химического элемента R2O3. Номер группы Периодической системы Д. И. Менделеева, к которой принадлежит этот химический элемент:
1) III 2) V 3) VI 4) IVОтвет:
1) III
3. Амфотерными являются те оксиды, которые
1) взаимодействуют только с кислотами
2) взаимодействуют только с щелочами
3) взаимодействуют и с кислотами, и с щелочами
4) не взаимодействуют ни с кислотами, ни с щелочамиОтвет:
3) взаимодействуют и с кислотами, и с щелочами
4. Какой из наборов веществ следует взять для получения наибольшего числа амфотерных гидроксидов? Составьте план их получения и уравнения реакций.
а) NaOH, Ba(OH)2, KOH, CuCl2
б) BeCl2, Al(NO3)3, KOH, ZnCl2
в) AlCl3, CrCl3, MgSO4, NaOH.Ответ:
Для получения наибольшего числа амфотерных гидроксидов следует взять следующий наборов веществ:
б) BeCl2, Al(NO3)3, KOH, ZnCl2BeCl2 + 2KOH = 2KCl + Be(OH)2↓
Al(NO3)3 + 3KOH = 3KNO3 + Al(OH)3↓
ZnCl2 + 2KOH = 2KCl + Zn(OH)2↓
5. «Алюмен» означает «квасцы». Двойные соли алюминия использовались с глубокой древности. Их применяли в качестве протравы при крашении тканей (для более прочного связывания краски), для обработки древесины. Македонский царь Архелай приказал обмазать деревянные стены укреплений квасцами. Персам так и не удалось поджечь греческую крепость. Какие качества придаёт древесине двойная соль алюминия? Знаете ли вы о современном использовании квасцов?
Ответ:
Двойная соль алюминия придаёт древесине огнестойкость.
В современное время квасцы используются: как коагулянты при очистке сточных вод, в качестве сырья для кристаллических дезодорантов, при создании огнеупорных тканей.
§45
-
§45. Железо и его важнейшие соединения.
1. Охарактеризуйте распространение железа в природе.
Ответ:
На Земле большая часть железа сосредоточена в ядре. Но и в земной коре на долю этого элемента приходится более 4% массы, и это второе место среди металлов (после алюминия) и четвёртое среди всех химических элементов. Среди железных руд наибольшее значение имеют красный железняк (гематит Fe2O3), магнитный железняк (магнетит Fe3O4), бурый железняк (лимонит FeO(OH)). В природе также широко распространён пирит (серный, или железный, колчедан FeS2), однако он не относится к железным рудам, а служит сырьём для получения серной кислоты.
2. Дайте сравнительную характеристику свойств оксидов железа.
Ответ:
FeO Fe2O3 Цвет Черный Красно-коричневый tпл. 1377 1566 tкип. 3414 1987 ρ, г/см³ 5,75 5,24 Взаимодействие с кислотами FeO + 2HCl ⟶ FeCl2 + H2O Fe2O3 + 6HCl ⟶ 2FeCl3 + 3H2O Взаимодействие со щелочами Не реагирует Fe2O3 + 2NaOH t ⟶ 2NaFeO2 + H2O 3. Составьте уравнения реакций в соответствии со следующей схемой превращений:
Fe2O3 ⟶ Fe ⟶ FeCl3 ⟶ Fe(OH)3 ⟶ Fe(NO3)3 ⟶ Fe
Fe3O4 ⟵ Fe ⟶ FeCl2 ⟶ Fe(OH)2Ответ:
Fe2O3 + CO t ⟶ 2Fe + 3CO2
2Fe + 3Cl2 ⟶ 2FeCl3
FeCl3 + 3NaOH ⟶ 3NaCl + Fe(OH)3↓
Fe(OH)3 + 3HNO3 ⟶ Fe(NO3)3 + 3H2O
2Fe(NO3)3 + 3Zn ⟶ 2Fe + 3Zn(NO3)2
3Fe + 2O2 t ⟶ Fe3O4
Fe + 2HCl ⟶ FeCl2 + H2↑
FeCl2 + 2NaOH ⟶ 2NaCl + Fe(OH)2↓
4. Расположите формулы оксидов в порядке усиления основных свойств.
1) FeO 2) CaO 3) Fe2O3 4) Na2OОтвет:
В порядке усиления их основных свойств:
Fe2O3, FeO, CaO, Na2O5. Оксид железа (III) реагирует с
1) водой 2) азотной кислотой 3) хлоридом натрия 4) алюминиемОтвет:
Оксид железа (III) реагирует с азотной кислотой и алюминием:
Fe2O3 + 2Al = 2Fe + Al2O3
Fe2O3 + 6HNO3 = 2Fe(NO3)3 + 3H2O6. Амфотерные свойства не проявляет
1) Fe(OH)3 2) Al(OH)3 3) Fe(OH)2 4) Zn(OH)2Ответ:
Амфотерные свойства не проявляет 3) Fe(OH)2.
7. Железный купорос, применяющийся в производстве чернил и красок, при окрашивании тканей, получают растворением обрезков стали в растворе серной кислоты. Составьте соответствующее уравнение реакции.
Ответ:
Fe + H2SO4 = FeSO4 + H2↑
§46
-
Глава 11. Углеводороды.
§46. Возникновение и развитие органической химии – химии соединений углерода.
1. Составьте структурные формулы (полные и сокращённые) следующих веществ: а) пентан C5H12; б) гексан C6H14.
Ответ:
а) пентан C5H12
CH3—CH2—CH2—CH2—CH3
б) гексан C6H14
CH3—CH2—CH2—CH2—CH2—CH3
2. На основе изученных положений теории химического строения органических соединений решите, какие формулы правильно отображают состав и структуру этана C2H6:
Ответ:
в, д, г
3. Даны формулы веществ: C2H4, C3H8, C2H2, C5H10, C4H10, C4H8. Какие из них являются гомологами? Ответ объясните.
Ответ:
Гомологами являются:
- C3H8 и C4H10
- C2H2 и C2H4
- C4H8 и C5H10
Так как они отличаются друг от на одну группу CH2.
4. Являются ли изомерами вещества, изображённые следующими структурными формулами?
Ответ:
а и б
Вещества, имеющие одинаковый состав и одинаковую молекулярную массу, но различное химическое строение, а потому обладающие разными свойствами, называются изомерами.
5. Определите относительную молекулярную массу пропана и пентана. В каком углеводороде массовая доля (%) углерода больше?
Ответ:
Дано:
`C_3H_8`
`C_5H_12`
`M(C_3H_8) = ?`
`M(C_5H_12) = ?`
`ω_"max"(C) = ?`
Решение
`M(C_3H_8) = 44" г/моль"`
`M(C_5H_12) = 72" г/моль"`
`ω_(C_3H_8)(C) = (100*3*A_r(C))/(M_r(C_3H_8)) = (100*3*12)/44 = 81.8%`
`ω_(C_5H_12)(C) = (100*5*A_r(C))/(M_r(C_5H_12)) = (100*5*12)/72 = 83.3%`
Ответ: `M(C_3H_8) = 44" г/моль"`; `M(C_5H_12) = 72" г/моль"`; массовая доля углерода в пентане больше `ω_(C_5H_12)(C) = 83.3%`.
6. Запишите в сокращённом виде следующие структурные формулы:
Ответ:
а) CH3
|
CH3—CH—CH—CH3
|
CH3б) CH3—CH2—CH3
в) CH3—CH2—CH2—CH2—CH3
7. Напишите молекулярные формулы углеводородов со следующим углеродным скелетом:
Ответ:
а) C3H8; б) C4H10; в) C5H12.
8. Укажите гомологи среди веществ, формулы которых приведены ниже:
Ответ:
а и д
г и е
б и в
9. Напишите формулы двух ближайших гомологов вещества, имеющего строение:
CH3—CH—CH3
|
CH3 изобутан (2-метилпентан)Ответ:
CH3—CH—CH2—CH3
|
CH3 2-метилбутанCH3—CH—CH2—CH2—CH3
|
CH3 2-метилпентан §47
-
§47. Классификация углеводородов.
1. Какие частицы называются радикалами? Как они образуются? Приведите примеры.
Ответ:
Если от молекулы предельного углеводорода удалить один атом водорода, то получим частицу, которая называется радикалом. Названия радикалов образуются от названия предельных углеводородов (алканов) путём замены суффикса -ан на -ил. Например: радикал метана – метил, этана – этил.
2. Дайте названия следующим углеводородам:
Ответ:
а) 2-метилбутан
б) 2,2-диметилбутан
в) 2-хлорпропан
г) 3-этилпентан
д) 3,3-диметилпентан
е) 1-хлорпропан
ж) 2,2-дихлорпропан
3. Напишите структурные формулы следующих углеводородов:
а) 2,3-диметилпентан;
б) 2-метил-4-этилгексан;
в) 2-хлорбутан;
г) 1,1,2,2-тетрахлорпропан;
д) 1,2-дихлорпропан.Ответ:
CH3—CH—CH2—CH2—CH3
|
CH3а)
CH3—CH—CH—CH2—CH3
| |
CH3 CH3
2,3-диметилпентан;б)
CH3—CH—CH2—CH—CH2—CH3
| |
CH3 C2H5
2-метил-4-этилгексан;в)
CH3—CH—CH2—CH3
|
Cl
2-хлорбутан;г)
Cl Cl
| |
CH—C—CH3
| |
Cl Cl
1,1,2,2-тетрахлорпропан;д)
CH2—CH—CH3
| |
Cl Cl
1,2-дихлорпропан. §48
-
§48. Физические и химические свойства предельных углеводородов (алканов).
1. Составьте молекулярные формулы алканов, в молекулах которых содержится: а) 7 атомов углерода; б) 9 атомов углерода; в) 22 атома водорода. Образуйте от них радикалы.
Ответ:
Молекулярная формула алкана Соответствующий радикал а) 7 атомов углерода C7H16 C7H15– б) 9 атомов углерода C9H20 C9H19– в) 22 атома водорода C10H22 C10H21– 2. Для алканов характерны реакции
1) присоединения
2) замещения
3) полимеризации
4) обменаОтвет:
Для алканов характерны реакции замещения.
3. Метан реагирует с
1) NaOH
2) H2SO4
3) бромной водой
4) Cl2Ответ:
Метан реагирует с Cl2
CH4 + Cl2 = CH3Cl + HCl4. Вставьте в уравнения химических реакций, схемы которых приведены ниже, недостающие формулы веществ.
1) … + 2O2 ⟶ CO2 + 2H2O
2) C2H6 + … ⟶ C2H5Cl + …Ответ:
1) CH4 + 2O2 = CO2 + 2H2O
2) C2H6 + Cl2 = C2H5Cl + HCl
5. Какие вещества можно получить из метана? Где они применяются?
Ответ:
С помощью термического разложения метана можно получить сажу и водород
CH4 t ⟶ C + H2
Водород используется в синтезе аммиака, а сажа как наполнитель каучуков, резины и пластмасс.6. Выведите общую формулу радикалов. Чем отличаются радикалы от химических соединений?
Ответ:
Общая формула радикалов предельных углеводородов: CnH2n+1.
Радикалы от химических соединений отличаются тем, что у них отсутствует один атом водорода.
7. Какой объём (м3) воздуха потребуется, чтобы сжечь 1 м3 природного газа (н. у.), имеющего следующий состав: 90% метана, 5% этана, 3% пропана, 2% азота?
Ответ:
Дано:
`V("природный газ") = 1 м^3`
`φ(CH_4) = 90%`
`φ(C_2H_6) = 5%`
`φ(C_3H_8) = 3%`
`φ(N_2) = 2%`
`V("воздух") = ?`
Решение
`CH_4 + 2O_2 = CO_2 + 2H_2O`
`V(CH_4) = (φ(CH_4)*V("природный газ"))/100 = (90*1)/100 = 0.9 м^3`
`V_1(O_2) = 2*V(CH_4) = 2*0.9 = 1.8 м^3``2C_2H_6 + 7O_2 = 4CO_2 + 6H_2O`
`V(C_2H_6) = (φ(C_2H_6)*V("природный газ"))/100 = (5*1)/100 = 0.05 м^3`
`V_2(O_2) = (7*V(C_2H_6))/2 = (7*0.05)/2 = 0.175 м^3``C_3H_8 + 5O_2 = 3CO_2 + 4H_2O`
`V(C_3H_8) = (φ(C_3H_8)*V("природный газ"))/100 = (3*1)/100 = 0.03 м^3`
`V_3(O_2) = 5*V(C_3H_8) = 5*0.03 = 0.15 м^3``V_"общ."(O_2) = 1.8 + 0.175 + 0.15 = 2.125 м^3`
`V("воздух") = (100*V_"общ."(O_2))/(φ(O_2)) = (100*2.125)/21 = 10.12 м^3`Ответ: `V("воздух") = 10.12 м^3`.
§49
-
§49. Непредельные углеводороды этиленового ряда (алкены).
1. Напишите формулы алканов и алкенов, образованных четырьмя атомами углерода. В каком из них наибольшая массовая доля углерода?
Ответ:
Формула алкана образованного четырьмя атомами углерода: C4H10.
Формула алкена образованного четырьмя атомами углерода: C4H8.
Среди данных веществ наибольшая массовая доля углерода у алкена, так как на 4 атома углерода приходится 8 атомов водорода, а у алкана на такое же количество атомов углерода приходится 10 атомов водорода.
2. Составьте молекулярные формулы алкенов, в молекулах которых содержится: а) 8 атомов углерода; б) 9 атомов углерода; в) 12 атомов водорода.
Ответ:
а) C8H16
б) C9H18
в) C6H12
3. Какие из перечисленных ниже соединений являются изомерами, а какие – гомологами? Дайте им названия.
а) CH3–CH=CH–CH3
б) CH2=CH–CH2–CH2–CH3
в) CH3–CH=CH–CH2–CH3
г) CH2=CH2Ответ:
а) CH3–CH=CH–CH3
бутен-2б) CH2=CH–CH2–CH2–CH3
пентен-1в) CH3–CH=CH–CH2–CH3
пентен-2г) CH2=CH2
этенГомологами являются а и в, б и г.
Изомерами являются б и в.
4. Как можно очистить метан от примесей этилена? Запишите уравнение химической реакции.
Ответ:
Очистить метан от примесей этилена можно с помощью пропускания данной смеси через бромную воду:
C2H4 + Br2 ⟶ C2H4Br2
Образовавшийся 1,2-дибромэтан при н. у. является жидкостью, а метан свободно проходит через бромную воду.5. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:
1) C3H6 ⟶ C3H8
2) C3H8 ⟶ C3H7Cl
3) C3H6 ⟶ C3H6Cl2
4) C3H6 ⟶ CO2
5) C3H8 ⟶ CO2Ответ:
1) C3H6 + H2 t, кат. ⟶ C3H8
2) C3H8 + Cl2 ⟶ C3H7Cl + HCl
3) C3H6 + Cl2 ⟶ C3H6Cl2
4) 2C3H6 + 9O2 ⟶ 6CO2 + 6H2O
5) C3H8 + 5O2 ⟶ 3CO2 + 4H2O
6. Газ тетрафторэтилен F2C=CF2 вступает в реакцию полимеризации и образует полимер – тефлон, очень стойкий к действию концентрированных кислот и сильных окислителей. Запишите уравнение реакции получения тефлона.
Ответ:
nF2C=CF2 ⟶ (–CF2–CF2–)n
50
-
Глава 12. Кислородсодержащие органические соединения.
§50. Спирты.
1. Чем опасен для организма человека этиловый спирт?
Ответ:
При попадании этилового спирта в организм происходят психические и неврологические изменения, снижаются острота мышления и чёткость восприятия, формируется неадекватное поведение. Кроме этого, под действием алкоголя происходит обезвоживание организма, кровеносные сосуды расширяются, усиливается ток крови в капиллярах, в результате чего появляется ощущение тепла и покраснение кожи. В больших количествах алкоголь приводит к тяжёлым отравлениям и гибели клеток печени. Систематическое употребление этилового спирта вызывает заболевание – алкоголизм.
2. Вещества, формулы которых CH3–O–CH3 и CH3–CH2–OH, являются
1) гомологами
2) полимерами
3) изомерами
4) радикаламиОтвет:
Вещества, формулы которых CH3–O–CH3 и CH3–CH2–OH, являются изомерами.
3. Дополните фразу: «Этанол является … метанола».
1) изомером
2) гомологом
3) аллотропным видоизменением
4) и гомологом, и изомеромОтвет:
Этанол является 2) гомологом метанола.
4. С какими из перечисленных веществ будет взаимодействовать метанол: водород, вода, бром, бромоводород, кислород, серная кислота? Напишите уравнения реакций.
Ответ:
Метанол будет взаимодействовать c: бромоводородом, кислородом, серной кислотой.
CH3OH + 3O2 t ⟶ 2CO2 + 3H2O
CH3OH + HBr t, H₂SO₄ ⟶ C2H5Br + H2O
CH3OH t, H₂SO₄ ⟶ CH2=CH2↑ + H2O
5. Напишите уравнения химических реакций, соответствующих схеме, и укажите условия их протекания:
1) C2H2 ⟶ C2H6
2) C2H6 ⟶ C2H5OH
3) C2H5OH ⟶ C2H5Cl
4) C2H2 ⟶ C2H4
5) C2H4 ⟶ C2H5ClОтвет:
1) C2H2 + H2 t, p, кат. ⟶ C2H4
2) C2H4 + H2O t, p, кат. ⟶ C2H5OH
3) C2H5OH + HCl t, H₂SO₄ ⟶ C2H5Cl + H2O
4) C2H2 + 2H2 t, p, кат. ⟶ C2H6
5) C2H6 + Cl2 ⟶ C2H5Cl + HCl
Примечание от 7 гуру. Вероятно, в первом и в четвёртом уравнениях перепутаны продукты.
6. Как химическим способом отличить этиленгликоль от метанола или этанола?
Ответ:
Этиленгликоль от метанола или этанола можно отличить с помощью гидроксида меди (II). При взаимодействии этиленгликоля с гидроксидом меди (II) в щелочной среде образуется тёмно-синий раствор, а метанол и этанол не реагирует с гидроксидом меди (II).
§51
-
§51. Предельные одноосновные карбоновые кислоты.
1. В каком ряду находятся формулы только карбоновых кислот?
1) C2H4, C2H5OH, C2H5COOH
2) C2H5COOH, C3H7COOH, CH3COOH
3) C2H5OH, CH3COOH, C2H5COOH
4) C3H7COOH, C2H5OH, CH3COOHОтвет:
2) C2H5COOH, C3H7COOH, CH3COOH
2. Составьте формулы двух гомологов масляной кислоты:
CH3–CH2–CH2–COOHОтвет:
этановая кислота
пропановая кислота
пентановая кислота
3. Вычислите массу и количество вещества образующейся соли, если для реакции с магнием взято 0,2 моль муравьиной кислоты.
Ответ:
Дано:
`n(HCOOH) = 0.2" моль"`
`n((HCOO)_2Mg) = ?`
`m((HCOO)_2Mg) = ?`
Решение
`2HCOOH + Mg = (HCOO)_2Mg + H_2"↑"`
`n((HCOO)_2Mg) = (n(HCOOH))/2 = 0.2/2 = 0.1" моль"`
`m((HCOO)_2Mg) = n((HCOO)_2Mg)*M((HCOO)_2Mg) = 0.1*114 = 11.4 г`
Ответ: `n((HCOO)_2Mg) = 0.1" моль"`, `m((HCOO)_2Mg) = 11.4 г`.
4. Запишите уравнения химических реакций получения следующих эфиров: а) муравьинометилового эфира; б) масляноэтилового эфира.
Ответ:
а) HCOOH + CH3OH ⇄ HCO–O–CH3 + H2O
б) C3H7COOH + C2H5OH ⇄ C3H7–CO–O–C2H5 + H2O
5. Составьте уравнения химических реакций муравьиной кислоты: а) с кальцием; б) с гидроксидом калия; в) с карбонатом калия; г) с этиловым спиртом.
Ответ:
а) 2HCOOH + Ca = (HCOO)2Ca + H2↑
б) HCOOH + KOH = HCOOK + H2O
в) 2HCOOH + K2CO3 = 2HCOOK + H2O + CO2↑
г) HCOOH + C2H5OH ⇄ HCO–O–CH2–CH3 + H2O
§52
-
Глава 13. Биологически важные органические соединения (жиры, углеводы, белки).
§52. Жиры.
1. Чем отличается по составу твёрдый жир от жидкого?
Ответ:
Твёрдые жиры содержат радикалы предельных карбоновых кислот, а жидкие жиры содержат радикалы непредельных карбоновых кислот.
2. Лучше всего жир растворяется в
1) воде
2) этиловом спирте
3) бензине
4) уксусной кислотеОтвет:
Лучше всего жир растворяется в 3) бензине.
3. При гидролизе жидкого жира образуются
1) глицерин и высшие непредельные карбоновые кислоты
2) глицерин и высшие предельные карбоновые кислоты
3) твёрдые жиры
4) глицерин и минеральные кислотыОтвет:
При гидролизе жидкого жира образуются 1) глицерин и высшие непредельные карбоновые кислоты.
4. Если к раствору мыла прибавить 2-3 капли фенолфталеина, как изменится раствор? Объясните, что произошло.
Ответ:
Фенолфталеин окрашивает раствор мыла в малиновый цвет, указывая на щелочную среду. Мыла – соли высших карбоновых кислот и щелочных металлов, потому их растворы имеют щелочную реакцию.
§53
-
§53. Углеводы.
1. Какие вещества относятся к углеводам? Приведите примеры углеводов.
Ответ:
К углеводам относятся органические вещества, которые описываются общей формулой Cm(H2O)n.
Примеры углеводов: глюкоза C6H12O6, сахароза C12H22O11, крахмал (C6H10O5)n, целлюлоза (C6H10O5)n.
2. Какой объём углекислого газа (н. у.) образуется при окислении 1,5 моль глюкозы?
Ответ:
Дано:
`n(C_6H_12O_6) = 1.5" моль"`
`V(CO_2) = ?`
Решение
`C_6H_12O_6 + 6O_2 = 6CO_2 + 6H_2O`
`n(CO_2) = 6*n(C_6H_12O_6) = 6*1.5 = 9" моль"`
`V(CO_2) = n(CO_2)*V_m = 9*22.4 = 201.6 л`
Ответ: `V(CO_2) = 201.6 л`.
3. Приведите пример известного вам органического вещества, отвечающего общей формуле углеводов, но им не являющегося.
Ответ:
Например, метилформиат (метиловый эфир муравьиной кислоты) HCOOCH3.
4. Осуществите предлагаемый ряд превращений и укажите их условия:
(C6H10O5)n ⟶ C6H12O6 ⟶ CO2 ⟶ C6H12O6Ответ:
(C6H10O5)n + nH2O ферменты ⟶ nC6H12O6
C6H12O6 дрожжи ⟶ 2C2H5OH + 2H2O
6CO2 + 6H2O фотосинтез ⟶ C6H12O6 + 6O2
5. Вспомните, в чём сущность и значение фотосинтеза. Дайте объяснение и приведите схему этого процесса.
Ответ:
Фотосинтез – сложный химический процесс преобразования энергии солнечного света в энергию химических связей углеводов при участии хлорофилла. Схема этого процесса:
углекислый газ + вода свет ⟶ углевод + кислородФотосинтез является главным поставщиком кислорода в атмосферу и является энергетической основой всего живого на планете.
§54
-
§54. Белки.
1. Что представляют собой белки с химической точки зрения?
Ответ:
Белки – это биополимеры, мономерами в которых являются аминокислоты.
2. Пользуясь формулами аминокислот, напишите схему образования любого трипептида. Выделите пептидные связи.
Ответ:
H2N–CH2–COOH + H2N–C2H5–COOH + H2N–C3H7–COOH ⟶ H2N–CH2–CO–NH–C2H5–CO–NH–C3H7–COOH + 2H2O
3. Первичная структура молекулы белка существует за счёт образования
1) пептидных связей
2) ковалентных полярных связей
3) ковалентных неполярных связей
4) ионных связейОтвет:
Первичная структура молекулы белка существует за счёт образования 1) пептидных связей.
4. Белки, попадающие с пищей в организм, подвергаются
1) окислению
2) восстановлению
3) гидратации
4) гидролизуОтвет:
Белки, попадающие с пищей в организм, подвергаются 4) гидролизу.
5. Что такое денатурация белка? Какие изменения происходят при этом в белке?
Ответ:
Денатурация белка – разрушения его вторичной, третичной и четвертичной структур, при этом первичная структура сохраняется.
6. Как обнаружить белок?
Ответ:
Растворы сульфата аммония или соли тяжёлого металла осаждают белки.
При слабом нагревании белок сворачивается.
Для обнаружения в белках соединений серы используют следующий тест. При горении серосодержащих белков появляется характерный запах жжёного рога.
§55
-
Глава 14. Человек в мире веществ.
§55. Вещества, вредные для здоровья человека и окружающей среды.
1. Приведите примеры органических соединений, при производстве которых происходит загрязнение атмосферы, почвы, водоёмов.
Ответ:
Фенол, формальдегид, метанол, бензол, галогенопроизводные углеводородов.
§56
-
§56. Полимеры и жизнь.
1. На конкретных примерах поясните, что такое «мономер», «полимер», «структурное звено», «степень полимеризации».
Ответ:
Мономер – низкомолекулярное вещество, из которого образуется полимер в результате реакции полимеризации. Например, мономером является пропилен:
CH2=CH
|
CH3Структурное звено – многократно повторяющаяся группа атомов в молекуле полимера. Например, в молекуле полипропилена структурным звеном будет:
—CH2—CH—
|
CH3Полимер – высокомолекулярное соединение, состоящие из множества повторяющихся структурных звеньев, соединённых между собой химическими связями. Например, полимер пропилена (полипропилен):
(—CH2—CH—)n
|
CH3Степень полимеризации – число структурных звеньев в молекуле полимера (в формуле полимера обозначается как n).
2. Опишите свойства полиэтилена, полипропилена, тефлона. Где они используются? Напишите уравнение реакции полимеризации тетрафторэтилена.
Ответ:
Полиэтилен – химически стойкая масса белого цвета, диэлектрик, не чувствителен к удару, при нагревании размягчается (80-120°C). Полиэтилен применяют для производства: плёнки, различной тары, труб, электроизоляции, термоклея, брони.
Полипропилен – твёрдое, жирное на ощупь вещество белого цвета, легче воды. Горит синеватым пламенем, распространяя слабый запах парафина. Полипропилен отличается от полиэтилена большей механической прочностью. Из него изготавливают оборудование для различных отраслей промышленности (аппараты, трубы, различные ёмкости, детали). В тонком слое полипропилен пропускает ультрафиолетовые лучи, поэтому из него производят плёнку для парников, теплиц, а также используют для упаковки разных продуктов.
Тефлон – механически прочное и химически стойкое вещество. Применяется для покрытия кухонной посуды и тары, которая контактирует с агрессивными веществами.
Уравнение реакции полимеризации тетрафторэтилена:
nCF2=CF2 ⟶ (–CF2–CF2–)n
